Разделы презентаций


Кинетика химических реакций.Химическое равновесие

Содержание

NaOH + HCl = NaCl + H2O Na+ + OH ─ + H+ + Cl─ = Na+ + Cl─ + H2O Секунды и доли секунд++++____MgO(к) + H2O = Mg(OH)2

Слайды и текст этой презентации

Слайд 11. Введение. Основные термины.
2. Понятие о скорости гомогенных и гетерогенных

реакций.
3. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.
4. Зависимость скорости

реакции от температуры.
5. Катализ.
6. Химическое равновесие.

Кинетика химических реакций. Химическое равновесие.

План.

1. Введение. Основные термины.2. Понятие о скорости гомогенных и гетерогенных реакций.3. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих

Слайд 2NaOH + HCl = NaCl + H2O
Na+ + OH

─ + H+ + Cl─ = Na+ + Cl─ +

H2O

Секунды и доли секунд











+

+

+

+

_

_

_

_

MgO(к) + H2O = Mg(OH)2 (к) при 25оС - 5 ÷ 6
месяцев (медленно)
при 50оС - 1÷ 2 недели
(относительно быстро)

Н2О

MgO



Н2О2

О2

Н2О


NaOH + HCl = NaCl + H2O Na+ + OH ─ + H+ + Cl─ = Na+

Слайд 3Время протекания реакции скорость реакции

кинетика
«kinẽtikos”, что означает “движущийся”.


Кинетика – раздел физической химии, изучающий механизм и скорость протекания реакций

Мономолекулярные реакции полимеризации либо разложения:
CH3 – N =C → CH3 – C ≡ N
Br2 → 2Br.
Бимолекулярные реакции:
2 NOCl (г) → 2NO (г) + Cl2 ,
Br• + H2 → HBr + H•.
Тримолекулярные реакции встречаются очень редко:
2NO + O2 → 2NO2
2I• + H2 → 2HI,
где I• - свободный радикал йода – активная частица, имеющая неспаренный электрон.

По количеству участвующих в реакции частиц:

Время протекания реакции     скорость реакции        кинетика«kinẽtikos”,

Слайд 4аА + bB → cC + dD,
где а, b,

c, d – стехиометрические коэффициенты реагентов и продуктов соответственно. В

замкнутом постоянном объеме реагенты А и В будут исчезать со скоростью
Ʋ = - Δ СA / Δ t и Ʋ = - Δ СВ/ Δ t,
а продукты С и D будут накапливаться со скоростью
Ʋ = Δ СС / Δ t и Ʋ = Δ СD / Δ t.
Δ – изменение, t – время, СA, СВ, СС, СD – молярные концентрации веществ, моль/л, знак минус в этих уравнениях означает уменьшение концентрации,
скорость реакции можно выразить по любому реагенту или продукту:
Ʋ = - Δ СА /Δ t = - Δ СВ /Δ t = Δ СС/ Δ t = Δ СD / Δ t, моль/л•с

Скорость химической реакции – изменение концентрации исходных реагентов или продуктов за единицу времени:

аА + bB → cC + dD, где а, b, c, d – стехиометрические коэффициенты реагентов и

Слайд 5Гомогенные реакции – реакции, в которых все реагенты находятся в

одном агрегатном состоянии
разложение 2N2O5 (г) → 4NO2 (г) +

O2 (г)
горение этана 2C2H6 (г) + 7O2 (г) → 4CO2 (г) + 6H2O (г)
Гетерогенные реакции – реакции, в которых реагирующие вещества находятся в различных агрегатных состояниях:
СаО(к) + СО2(г) → СаСО3 (к)
СО2 (г) + КОН (р-р) → КНСО3 (р-р)
СаСО3 (к) + НСl (р-р) → CaCl2 (р-р) + CO2 ­+ H2O (ж)

Для гомогенных реакций
Ʋ = - Δ С /Δ t

Ʋ = Δn / SΔt,
где S – площадь поверхности фазы; Δn – количество вещества, вступающего в реакцию на данной поверхности; Δt – промежуток времени, в течение которого происходит взаимодействие.
И чем больше площадь реакционной поверхности, тем выше скорость реакции

ДЛЯ ГЕТЕРОГЕННЫХ:

Гомогенные реакции – реакции, в которых все реагенты находятся в одном агрегатном состоянииразложение  2N2O5 (г) →

Слайд 6Скорость химической реакции определяют экспериментально. По полученным результатам эксперимента строят

кинетическую кривую - график изменения концентрации реагирующего вещества (или образующегося

продукта) во времени, за которое протекает реакция:

Средняя скорость за период 3,5 минуты равна
Ʋср = ΔC/Δt =

= 0,0036 моль/(л ٠с)
Истинная скорость (мгновенная):
lim(ΔC/Δt) при Δt→0
dC/dt =tg α = 0,25/3,5 = = 0,0012 моль/(л ٠с)

Скорость химической реакции определяют экспериментально. По полученным результатам эксперимента строят кинетическую кривую - график изменения концентрации реагирующего

Слайд 7Для реакции: А + 2В = 3С
υ =
Для реакции:

H2 + I2 = 2HI
υ =
Концентрация реагентов влияет на скорость

реакции:
Для реакции: А + 2В = 3С υ =Для реакции: H2 + I2 = 2HIυ =Концентрация реагентов

Слайд 8Факторы, влияющие на скорость реакции:
- концентрация реагентов,
- температура,
- физическое состояние

реагентов,
- наличие катализаторов.
1. Зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ

выражается законом действующих масс (ЗДМ)

В 1864 – 1867 годах норвежские ученые Като Максимилиан Гульдберг и Петер Ваге для расчета скорости химической реакции предложили закон действующих масс, который был установлен экспериментальным путем для многих реакций.

Факторы, влияющие на скорость реакции:- концентрация реагентов,- температура,- физическое состояние реагентов,- наличие катализаторов.1. Зависимость скорости реакции от

Слайд 9Для реакции вида аА + bB =

cC
закон действующих масс выражается формулой

Ʋ = k • СaA • СbB
k – константа скорости реакции, СA и СB – молярные концентрации реагентов, моль\л,
а – порядок реакции по реагенту А, b – порядок реакции по реагенту В,
n = a + b – общий порядок реакции

Размерность константы скорости зависит от порядка реакции:
n=0, [k] = [моль/(л•с)]
n=1, [k]=[1/с], n=2, [k] = [1/(с•моль)]

Для реакции вида    аА + bB = cCзакон действующих масс выражается формулой

Слайд 10Важное замечание! Концентрация конденсированной фазы не включается в выражение ЗДМ,

т.к. она является постоянной величиной.
Пример:
СаО (к) + СО2 (г)

= СаСО3
ЗДМ должен быть записан
Ʋ = k • ССО2 .

для реакции H2O (ж) + NH3 (г) = NH4OH

ЗДМ имеет вид Ʋ = k • СNH3

Важное замечание! Концентрация конденсированной фазы не включается в выражение ЗДМ, т.к. она является постоянной величиной. Пример:СаО (к)

Слайд 11СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ МОЖЕТ ЗАВИСЕТЬ ОТ КОНЦЕНТРАЦИЙ ОБОИХ РЕАГЕНТОВ,
ИЛИ ТОЛЬКО

ОТ КОНЦЕНТРАЦИИ ОДНОГО РЕАГЕНТА,
А МОЖЕТ И ВОВСЕ НЕ ЗАВИСИТЬ

ОТ КОНЦЕНТРАЦИЙ РЕАГЕНТОВ, ТОГДА ПОРЯДОК БУДЕТ РАВЕН 0.

Порядок реакции указывает на сложность ее механизма: чем больше порядок, тем сложнее механизм. При этом его величина иногда бывает равна стехиометрическому коэффициенту, но чаще всего она с ним не совпадает. Например, для реакции
2N2O5 → 2N2O4 + O2
по ЗДМ порядок должен быть равен 2. Однако экспериментальные данные о скорости данной реакции дают порядок 1
Ʋ = k • СN2О5

Поэтому порядок реакции всегда определяют только экспериментально.

С12Н22О11 + Н2О + Н3О+→ 2С6Н12О6
Ʋ = k • С (С12Н22О11 )

сахароза

глюкоза

СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ МОЖЕТ ЗАВИСЕТЬ ОТ КОНЦЕНТРАЦИЙ ОБОИХ РЕАГЕНТОВ, ИЛИ ТОЛЬКО ОТ КОНЦЕНТРАЦИИ ОДНОГО РЕАГЕНТА, А МОЖЕТ И

Слайд 12ТЕОРИЯ СТОЛКНОВЕНИЙ:
ЧИСЛО СТОЛКНОВЕНИЙ ЧАСТИЦ (МОЛЕКУЛ, ИОНОВ, РАДИКАЛОВ) В ЕДИНИЦУ ВРЕМЕНИ

ЧИСЛО ЭФФЕКТИВНЫХ СТОЛКНОВЕНИЙ (ПРИВОДЯТ К ХИМИЧЕСКОМУ ПРЕВРАЩЕНИЮ).
Количество возможных столкновений =

=произведение количества частиц ≈ произведение молярных концентраций.
Скорость реакции всегда меньше этого произведения, т.к. не все столкновения являются эффективными;
Константа скорости k как раз и есть доля эффективных столкновений в данных условиях

Ʋ = k•18

простая реакция А + В = С

ТЕОРИЯ СТОЛКНОВЕНИЙ:ЧИСЛО СТОЛКНОВЕНИЙ ЧАСТИЦ (МОЛЕКУЛ, ИОНОВ, РАДИКАЛОВ) В ЕДИНИЦУ ВРЕМЕНИ ЧИСЛО ЭФФЕКТИВНЫХ СТОЛКНОВЕНИЙ (ПРИВОДЯТ К ХИМИЧЕСКОМУ ПРЕВРАЩЕНИЮ).Количество

Слайд 13ЗАВИСИМОСТЬ СКОРОСТИ ОТ ТЕМПЕРАТУРЫ:
ЭМПИРИЧЕСКОЕ ПРАВИЛО ВАНТ-ГОФФА

Ʋ2/Ʋ1 = γΔt/10, Δt = T2 –T1
Ʋ2 = Ʋ1• γΔt/10, где γ = 2 ÷ 4


Данное правило применимо только для областей низких температур!!!

ЗАВИСИМОСТЬ СКОРОСТИ ОТ ТЕМПЕРАТУРЫ: ЭМПИРИЧЕСКОЕ ПРАВИЛО ВАНТ-ГОФФА

Слайд 14ЗАВИСИМОСТЬ СКОРОСТИ РЕАКЦИИ ОТ ТЕМПЕРАТУРЫ: СВАНТЕ АРРЕНИУС

УРАВНЕНИЕ АРРЕНИУСА
k = А е – Е*/RT

КОНСТАНТА СКОРОСТИ ЗАВИСИТ ОТ

ТЕМПЕРАТУРЫ

А – частотный фактор (связывает частоту столкновений частиц с вероятностью того, что столкновения будут эффективные), е – основание натурального логарифма,
Е* - энергия активации, Дж\моль, R – универсальная газовая постоянная, T – температура, при которой идет реакция, К.

Чем выше температура, тем выше кинетическая энергия частиц, тем быстрее они движутся и чаще сталкиваются друг с другом

тем больше эффективных столкновений, т.е. величина k

ЗАВИСИМОСТЬ СКОРОСТИ РЕАКЦИИ ОТ ТЕМПЕРАТУРЫ: СВАНТЕ АРРЕНИУС   УРАВНЕНИЕ АРРЕНИУСАk = А е – Е*/RTКОНСТАНТА СКОРОСТИ

Слайд 15Энергия активации – это минимальная энергия, которая необходима молекулам, чтобы

вступить

в химическое
взаимодействие.

Она необходима для образования активированного комплекса

Разрушить химические связи в молекулах исходных реагентов

Энергия активации – это минимальная энергия, которая необходима молекулам, чтобы вступить

Слайд 16Согласно простой теории столкновений:
Скорость = частота столкновений • Вероятность, что

Е ≥Еа
Математически:
Скорость реакции ↑ при ↑ Т, т.к.

столкновения происходят чаще и вероятность того, что энергия сталкивающейся пары > Еа, тоже ↑.
Согласно простой теории столкновений:Скорость = частота столкновений • Вероятность, что Е ≥Еа  Математически:Скорость реакции ↑ при

Слайд 17Кинетика реакций 1 порядка:
N2O5 (р-р)→ 2NO2(р-р) + 1/2O2(г)

Р-р в CCl4

, 450С
Измеряли полный объем О2, который пересчитали в концентрации N2O5.
υ=

kC(N2O5)

k = 6,3•10─4

Данные, получаемые в эксперименте: время, С(N2O5); расчетные данные: Δt, ΔC(N2O5), ΔC(N2O5)/Δt, k.

Кинетика реакций 1 порядка:N2O5 (р-р)→ 2NO2(р-р) + 1/2O2(г)Р-р в CCl4 , 450СИзмеряли полный объем О2, который пересчитали

Слайд 18В общем случае в теории:
υ =
-ln C = kt

+ const
t=0, C=C0, const= -lnC0
-ln C = kt – lnC0



Строится график зависимости lnC от t по экспериментальным данным (прямая линия)!


Тангенс угла наклона прямой

Кинетическое уравнение р-ции 1 порядка


В общем случае в теории:υ = -ln C = kt + constt=0, C=C0, const= -lnC0-ln C =

Слайд 19Реакции 0 порядка – скорость не зависит от концентрации:
интегрирование
C =

- k0t + const
t = 0, C = C0 =

const

C = C0 – k0t

Линейная зависимость С от t, k0 = -tg α

Кинетическое уравнение:


Реакции 0 порядка – скорость не зависит от концентрации:интегрированиеC = - k0t + constt = 0, C

Слайд 20Реакции 2 порядка:
С1 и С2 – концентрации реагентов в момент

времени t.
Если С1 = С2:
-dC/dt = kC2

Если С01 ≠ С02:

Линейная

зависимость 1/С от t, k – tg α
Реакции 2 порядка:С1 и С2 – концентрации реагентов в момент времени t.Если С1 = С2:-dC/dt = kC2Если

Слайд 21Зависимость скоростей реакции разложения N2О4 = 2 NО2 от времени.

(бесцветный ↔ бурый газы)
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ – СКОРОСТЬ

ПРЯМОЙ РЕАКЦИИ РАВНА СКОРОСТИ ОБРАТНОЙ


Только для обратимых реакций!!!!

Ʋ1=k1[N2О4], Ʋ2=k2[NО2]2.
в равновесии
Ʋ1= Ʋ2 = k1[N2О4]= k2[NО2]2
Константа равновесия
К = k2 /k1 = [NО2]2/[N2О4].

Важное замечание! В выражении константы равновесия гетерогенных реакций концентрация конденсированной фазы не включается! Пример:
С(к) + О2 (г) = СО2 (г)
К = [СО2]/[О2].

Зависимость скоростей реакции разложения N2О4 = 2 NО2 от времени.    (бесцветный ↔ бурый газы)ХИМИЧЕСКОЕ

Слайд 22Изменение любого фактора, могущего влиять на состояние химического равновесия, вызывает

в системе реакцию, стремящуюся противодействовать производимому изменению: 1) Повышение температуры

вызывает реакцию, стремящуюся понизить ее;

повышение давления вызывает реакцию, сопровождающуюся уменьшением давления;

3) увеличение концентрации веществ вызывает реакцию, стремящуюся уменьшить ее.

Для прогнозирования направления смещения равновесия реакций используется принцип Ле Шателье:

Изменение любого фактора, могущего влиять на состояние химического равновесия, вызывает в системе реакцию, стремящуюся противодействовать производимому изменению:

Слайд 26Катализатор (по определению В. Оствальда 1905г.) – вещество, которое изменяет

скорость химической реакции, не изменяя ее суммарного энергетического баланса, при

этом само не подвергается химическому превращению в данном процессе. Катализ – это процесс.

некаталитическая реакция

каталитическая реакция

Катализ:

положительный: Еа уменьшается, скорость увеличивается

отрицательный (ингибирование): Еа увеличивается, скорость уменьшается

Еа

Еа(кат)

Катализатор (по определению В. Оствальда 1905г.) – вещество, которое изменяет скорость химической реакции, не изменяя ее суммарного

Слайд 27Катализатор ускоряет и прямую и обратную реакции.
Катализатор не влияет

на условия Р/В, а только на скорость его достижения!!!
гомофазный (гомогенный)

гетерофазный (гетерогенный)

2Н2 + О2 → 2Н2О

Kat = Pt

H2 → 2H – очень активны

Катализатор ускоряет и прямую и обратную реакции. Катализатор не влияет на условия Р/В, а только на скорость

Слайд 28Фиолетовые вулканы


Mg + I2 --------------------→ MgI2
Zn + I2 -------------------→ ZnI2
H2O

kat
H2O kat

Фиолетовые вулканыMg + I2 --------------------→ MgI2Zn + I2 -------------------→ ZnI2H2O katH2O kat

Обратная связь

Если не удалось найти и скачать доклад-презентацию, Вы можете заказать его на нашем сайте. Мы постараемся найти нужный Вам материал и отправим по электронной почте. Не стесняйтесь обращаться к нам, если у вас возникли вопросы или пожелания:

Email: Нажмите что бы посмотреть 

Что такое TheSlide.ru?

Это сайт презентации, докладов, проектов в PowerPoint. Здесь удобно  хранить и делиться своими презентациями с другими пользователями.


Для правообладателей

Яндекс.Метрика