Презентация на тему: Введение: общие закономерности протекания химических процессов

Введение: общие закономерности протекания химических процессов
Введение: общие закономерности протекания химических процессов
Определение: химическая кинетика
Скорость химической реакции
Средняя скорость химической реакции
Мгновенная скорость химической реакции
Введение: общие закономерности протекания химических процессов
Зависимость скорости химической реакции от концентрации веществ
Анализ кинетического уравнения реакции
Изменение концентрации со временем
Молекулярность реакции
Простые и сложные реакции
Сложные реакции: скорость лимитирующая стадия
Закон действующих масс
Энергия активации
Энергии активации различных реакций
Зависимость скорости реакции от температуры: уравнение Аррениуса
Реакционный путь некаталитической реакции и гомогенной каталитической реакции
Биокатализ
Скорость разложения пероксида водорода
Другие способы активации молекул
Обратимые реакции. Константа равновесия
Принцип Ле-Шателье
1/23
Средняя оценка: 4.4/5 (всего оценок: 13)
Код скопирован в буфер обмена
Скачать (529 Кб)
1

Первый слайд презентации: Введение: общие закономерности протекания химических процессов

Основы кинетики

Изображение слайда
2

Слайд 2

Химические реакции протекают с различными скоростями. Некоторые протекают за доли секунды, с взрывом, т.е. мгновенно, другие – медленно (десятилетия, столетия, например, образование пород, минералов). Знание скорости и механизма протекания реакций очень важно в науке и производстве. Скорость и механизм химических превращений изучает особый раздел химии – химическая кинетика (наука о скорости химических реакций). Выяснение кинетики реакции позволяет осуществить математическое моделирование реакций, происходящих в химических аппаратах, и с помощью ЭВМ решать задачи оптимизации и автоматизации химико-технологических процессов.

Изображение слайда
3

Слайд 3: Определение: химическая кинетика

Химическая кинетика – это наука, изучающая механизм и закономерности протекания химических процессов во времени. Химическая кинетика рассматривает и устанавливает зависимость скорости химических реакций от концентрации реагентов и температуры, от условий проведения реакций. В химической кинетике рассматриваются только термодинамически возможные реакции (∆ G < O ).

Изображение слайда
4

Слайд 4: Скорость химической реакции

Скорость химической реакции равна изменению количества в единицу времени в единице реакционного пространства Единицы измерения скорости: моль · м -3 · с -1 (СИ) моль · л -1 · с -1 моль · см -3 · с -1 моль · см -3 · мин -1

Изображение слайда
5

Слайд 5: Средняя скорость химической реакции

А + В  D + E t C t 1 t 2 C 1 C 2 C 2 < C 1 А + В  D + E t C D t 1 t 2 C 1 C 2 C 2 > C 1

Изображение слайда
6

Слайд 6: Мгновенная скорость химической реакции

В ходе химических процессов концентрации веществ меняются непрерывно, поэтому важно знать величину скорости реакции в данный момент времени (т.е. истинную или мгновенную скорость реакции ) по tg угла наклона касательной Прямой метод определения

Изображение слайда
7

Слайд 7

2 HI + H 2 O 2  I 2 + 2 H 2 O бесцв. бесцв. окраш. бесцв. t D АТФ + Н 2 О  АДФ + Н 3 РО 4 t pH Изменение параметров системы: вязкости электропроводности оптической плотности рН угла вращения плоскости света Косвенные методы определения скорости химической реакции

Изображение слайда
8

Слайд 8: Зависимость скорости химической реакции от концентрации веществ

a А + b В + dD  fF + eE Можно ли, зная вид стехиометрического уравнения реакции, судить о зависимости скорости от концентрации вещества? Как исследовать зависимость скорости от концентрации вещества? α + β + δ – формальный порядок реакции k – константа скорости реакции Кинетическое уравнение реакции определяется экспериментально

Изображение слайда
9

Слайд 9: Анализ кинетического уравнения реакции

Физический смысл константы скорости: при С A = C B = C D = 1 не зависит от концентрации реагирующих веществ характеризует реакцию для определенных условий (температура, давление, наличие катализатора) количественная мера реакционной способности молекул чем ↑ k, тем ↑ эффективность взаимодействия молекул

Изображение слайда
10

Слайд 10: Изменение концентрации со временем

t 1/С 2 1/С 0 2 1/С 1/С 0 t lnC t n = 1 , [ ] n = 2 n = 3 , [ ] , [ ]

Изображение слайда
11

Слайд 11: Молекулярность реакции

Число молекул, одновременным столкновением которых осуществляется акт химического превращения называется молекулярностью реакции Мономолекулярные: I 2 = 2I CH 3 NH 2  HCN + 2H 2 2. Бимолекулярные: NO 2 + NO 2  N 2 O 4 СН 3 СООН+С 2 Н 5 ОН СН 3 СООС 2 Н 5 +Н 2 О 3. Тримолекулярные: 2 NO + H 2  N 2 O + Н 2 О этерификация

Изображение слайда
12

Слайд 12: Простые и сложные реакции

Простые реакции - одна стадия; стехиометрическое уравнение отражает реальный ход процесса Cl 2( г ) + 2NO ( г ) → 2NOCl ( г ) NO 2 + NO 2  N 2 O 4 Молекулярность – 2 Порядок - 2 Для простых реакций: порядок = молекулярности Для сложных реакций: порядок ≠ молекулярности 2HI + H 2 O 2  I 2 + 2H 2 O а ) HI + H 2 O 2  HI О + H 2 O б ) HI + HI О  I 2 + H 2 O HI О – промежуточное соединение Иодноватистая кислота

Изображение слайда
13

Слайд 13: Сложные реакции: скорость лимитирующая стадия

2 HI + H 2 O 2  I 2 + 2 H 2 O Кажущаяся молекулярность - 3; Порядок (экспер.) - 2 а) HI + H 2 O 2  HI О + H 2 O медленно молекулярность 2; порядок 2 Порядок сложной реакции определяется порядком лимитирующей стадии б ) HI + HI О  I 2 + H 2 O быстро лимитирующая стадия

Изображение слайда
14

Слайд 14: Закон действующих масс

Простые реакции - одна стадия; стехиометрическое уравнение отражает реальный ход процесса NO 2 + NO 2  N 2 O 4 Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов →

Изображение слайда
15

Слайд 15: Энергия активации

Теория активных соударений ( С. Аррениус, 1889 г.) соударение молекул исходных веществ активное соударение энергетический барьер  – доля активных соударений Минимальная энергия, которой должна обладать молекула, чтобы вступить в химическую реакцию называется энергией активации [ кДж/моль ]

Изображение слайда
16

Слайд 16: Энергии активации различных реакций

Реакции Е а, кДж/моль CO + O 2 → CO 2 + O 200 2HI → H 2 + I 2 186 H 2 + I 2 → 2HI 165 2NO 2 → 2NO + O 2 113 H 2 + Br → HBr + H 74 H 2 + Cl → HCl + H 23 Cl 2 + H → HCl + Cl 2

Изображение слайда
17

Слайд 17: Зависимость скорости реакции от температуры: уравнение Аррениуса

k – константа скорости реакции, е – основание натурального логарифма, Т – температура, К R – молярная газовая постоянная Е а – энергия активации, Дж/моль, А – предэкспоненциальный множитель, показывает общее число столкновений Так как, температура входит в показатель степени, скорость химической реакции очень чувствительна к изменению температуры. С ростом температуры число активных молекул возрастает, скорость химической реакции увеличивается Катализаторы - это вещества, которые ускоряют химические реакции за счет участия в образовании промежуточных соединений, в состав продуктов они не входят и следовательно в реакции не расходуются

Изображение слайда
18

Слайд 18: Реакционный путь некаталитической реакции и гомогенной каталитической реакции

В присутствии катализатора возникают другие активированные комплексы, причем для их образования требуется меньше энергии, чем для образования активированных комплексов возникающих без катализатора В присутствии катализаторов энергия активации реакции понижается Уменьшение энергии активации приводит к увеличению скорости реакции

Изображение слайда
19

Слайд 19: Биокатализ

Ферментативные реакции – пример каталитических процессов E + S ↔ E S  P + E энзим субстрат (реагент) фермент- субстратный комплекс продукт Особенности: Специфичность действия Высокая каталитическая активность Условия работы Т = 37 – 40 º С узкий интервал значений рН Фермент субстрат рН Уреаза мочевина 6,7 Пепсин белок 1,5 – 2,0

Изображение слайда
20

Слайд 20: Скорость разложения пероксида водорода

Pt в 1000 раз менее эффективна, чем каталаза

Изображение слайда
21

Слайд 21: Другие способы активации молекул

Действие излучения (фотохимия) Электрические разряды, плазма (газовая электрохимия, плазмохимия) Воздействие частиц радиоактивного распада или рентгеновского излучения (радиохимия)

Изображение слайда
22

Слайд 22: Обратимые реакции. Константа равновесия

а A + bB ↔ dD + fF H 2(г) + I 2(г) ↔ 2 HI (г) Закон действующих масс К равн – константа химического равновесия Химическое равновесие называют динамическим равновесием, это означает, что при равновесии протекают и прямая и обратная реакции, но их скорости одинаковы Величина К равн зависит от природы реагирующих веществ и от Т. От присутствия катализатора она не зависит

Изображение слайда
23

Последний слайд презентации: Введение: общие закономерности протекания химических процессов: Принцип Ле-Шателье

Состояние химического равновесия сохраняется при данных неизменных условиях любое время. При изменении условий состояние равновесия нарушается. Нарушение равновесия может происходить вследствие изменения концентрации какого-либо из веществ, или температуры, давления. Спустя некоторое время система снова приходит в состояние равновесия, но условия – иные. « Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшается »

Изображение слайда