Химическая кинетика - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Химическая кинетика. Доклад-сообщение содержит 27 слайдов. Презентации для любого класса можно скачать бесплатно. Если материал и наш сайт презентаций Mypresentation Вам понравились – поделитесь им с друзьями с помощью социальных кнопок и добавьте в закладки в своем браузере.

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1

Описание слайда:

Химическая кинетика Скорость химической реакции равна изменению количества реагирующего вещества в единицу времени в единице реакционного пространства. Гомогенная реакция – это реакция, протекающая в одной среде (в одной фазе). Реакционное пространство – объём системы. Гетерогенная реакция – протекает на границе раздела фаз (твердой и жидкой, твердой и газообразной и т.д.).

Слайд 2

Описание слайда:

Слайд 3

Описание слайда:

Молекулярность реакции - число молекул (атомов или ионов) реагента одновременно участвующих в одном элементарном акте реакции. Молекулярность реакции - число молекул (атомов или ионов) реагента одновременно участвующих в одном элементарном акте реакции. Для молекулярной реакции скорость реакции прямо пропорциональна молярной концентрации вещества. Для реакции разложения N2О5 скорость равна: V=k*СN2О5.

Слайд 4

Описание слайда:

Для необратимой реакции bB + dD = lL + mM Для необратимой реакции bB + dD = lL + mM V = k*CBnb*CDnd k–константа скорости, nb и nd– коэффициенты, называемые порядком реакции по веществам B и D. Это уравнение - кинетическое уравнение химической реакции. Сумма порядков реакции по реагентам называется общим порядком реакции n=nb+nd. Физический смысл константы скорости реакции: она числено равна скорости реакции при единичных концентрациях реагирующих веществ. Константа скорости не зависит от концентрации реагентов, но зависит от их природы и температуры.

Слайд 5

Описание слайда:

Если реакция bB + dD = lL + mM протекает в одну стадию, то nb =b и nd = d. Если реакция bB + dD = lL + mM протекает в одну стадию, то nb =b и nd = d. Тогда кинетическое уравнение имеет вид V = k*СBb*CDd. Это уравнение является математическим выражением закона действующих масс. Закон действующих масс: Скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагентов, возведенных в степени, равные коэффициентам в уравнении лимитирующей стадии, сумма которых равна порядку реакции.

Слайд 6

Описание слайда:

Реакции первого порядка Реакции первого порядка Кинетическое уравнение имеет вид: V = k*С. Приравняв V=-dс/dt к V = k*С, получаем dс/с=-k*dt. Отсюда k=ln(с0/с)/t, т.к. ln(с0/с) безразмерен, то единицы измерения k [с-1]. Период полупревращения t ½ не зависит от концентрации и является эквивалентом константы скорости. t ½=ln2/k = 0693/k.

Слайд 7

Описание слайда:

Реакции второго порядка Кинетическое уравнение V=k*СВ*СD. Если СВ=СD или реагируют одинаковые частицы, то V=kc2. dc/с2=-k*dt Единицы измерения константы скорости [моль*л –1*с –1]. Период полупревращения зависит от концентрации. t ½=1/kc0.

Слайд 8

Описание слайда:

Зависимость скорости реакции от времени

Слайд 9

Описание слайда:

Гетерогенные реакции Скорость реакции зависит от площади реакционной поверхности (S): V = k*C*S. Концентрация твердого вещества не входит в кинетическое уравнение. Её принимают постоянной и равной 1. СаО+СО2 СаСО3 V=kCСО2S. Удельная скорость реакции – скорость, отнесенная к единице реакционной поверхности: VS = V/S = kC (моль/сек*м2).

Слайд 10

Описание слайда:

Скорость гетерогенной химической реакции зависит от скорости подвода реагентов в зону химической реакции. Скорость гетерогенной химической реакции зависит от скорости подвода реагентов в зону химической реакции. Скорость диффузии в этом слое VД в наиболее простом виде описывается уравнением: VД = D(CV – CS)S/ D – коэффициент диффузии, м2/сек, D – зависит от вязкости реакционной среды, т.е. от природы растворителя и реагентов, а также от температуры. - толщина диффузионного слоя.  уменьшается при перемешивании, соответственно, перемешивание увеличивает скорость подвода реагентов.

Слайд 11

Описание слайда:

VД>>V - реагенты без проблем подаются в реакционное пространство - кинетический контроль реакции. VД>>V - реагенты без проблем подаются в реакционное пространство - кинетический контроль реакции. VД=V - смешанный контроль.

Слайд 12

Описание слайда:

Зависимость константы скорости реакции от температуры Правило Вант-Гоффа: V2=V1T/10 скорость реакции ускоряется в 2-4 раза при повышении температуры на 100С ( = 2-4). эндотерм.> экзотерм. АВ А…….В А В +  : :   +  ДС Д……С Д С Исходные Активированный Продукты соединения комплекс реакции

Слайд 13

Описание слайда:

Энергия активации Энергия активации Еа - энергия, необходимая для перехода вещества в состояние активированного комплекса.

Слайд 14

Описание слайда:

Кривая Максвелла

Слайд 15

Описание слайда:

Уравнение Аррениуса : Уравнение Аррениуса : экспоненциальная и логарифмическая k = A*e‑Ea/RT lnk = - Ea/RT + lnA При двух температурах: lnk1 = - Ea/RT1+lnA ln k2 = - Ea/RT2+lnA ln (k2/k1) = Ea/R(1/T2-1/Т1)  = k2/k1 при Т = 10 К Для  = 2-4 при >300 К Еа = 57-114 кДж/моль. Это соответствует значениям для большинства реакций. При температурах 500 К таким значениям  соответствуют Еа=236-472 кДж/моль, при таких энергиях активации реакции не протекают. Уравнение Вант-Гоффа – приблизительное, справедливо при температурах близких к комнатным, Уравнение Аррениуса справедливо во всем диапазоне температур.

Слайд 16

Описание слайда:

Физический смысл предэкспоненциального множителя: Величина А соответствует такой (максимальной) скорости реакции, когда Еа равна нулю, то есть в каждом столкновении энергия сталкивающихся молекул достаточна, чтобы прошла реакция. Физический смысл предэкспоненциального множителя: Величина А соответствует такой (максимальной) скорости реакции, когда Еа равна нулю, то есть в каждом столкновении энергия сталкивающихся молекул достаточна, чтобы прошла реакция. А=P*Z Z–число столкновений частиц, Р – стерический фактор реакции, связанный с энтропией активации.

Слайд 17

Описание слайда:

P=eS/R P=eS/R Р=(n“удобных” столкновений)/(n общее число столкновений)

Слайд 18

Описание слайда:

Катализ. Катализаторы - вещества, которые ускоряют химическую реакцию, но сами не испытывают химических превращений.

Слайд 19

Описание слайда:

Виды катализа Гомогенный – катализатор находится в системе в том же фазовом состоянии, что и реагенты. Механизм катализа: катализатор образует с реагентами промежуточное соединение, разложение которого является лимитирующей стадией. Разложение перекиси водорода, катализируемая солями йода: H2O2(ж) +I-  H2O(ж) +IO- IO- + H2O2(ж)  H2O(ж) + O2 +I-

Слайд 20

Описание слайда:

Гетерогенный – катализатор и реагенты находятся в разных фазах и имеют границу раздела. Гетерогенный – катализатор и реагенты находятся в разных фазах и имеют границу раздела. Механизм: Kat Kat Адсорбция С2Н4 = С2Н4адс. и Н2 = 2Надс. Десорбция С2Н4адс. + 2Надс. = С2Н6. Высокая эффективность, селективность, технологичен: можно легко менять, регенерировать катализаторы .

Слайд 21

Описание слайда:

Ферментативный катализ. Ферментативный катализ. Наиболее эффективный вид катализа. Ферменты подходят к перерабатываемым молекулам, как ключ к замку – точно по форме вырезов. Ферментативный катализ протекает без нагревания при температурах 36-370С, быстро и селективно. Энергии активации ферментативных реакций близки к нулю.

Слайд 22

Описание слайда:

Катализ резко ускоряет реакции. Катализ резко ускоряет реакции. Реакция разложения 2HIH2+I2 имеет следующие скорости: Некатализируемая: Еа = 168 кДж/моль Vотносит. = 1 Катализатор – золото Еа = 105 кДж/моль Vотносит. = 3*105 Катализатор - платина Еа = 59 кДж/моль Vотносит. = 1*1011 Промоторы катализа - вещества, которые сами не являются катализаторами, но добавление к их в реакционную катализируемую систему резко повышает скорость реакций. Скорость окисления 2SO2 + O2  2SO3 на оксиде ванадия V2O5 возрастает в сотни раз при добавлении к катализатору Na2SO4, K2SO4, которые сами катализаторами не являются. Существуют каталитические яды. Так, соединения мышьяка, сурьмы, серы отравляют катализаторы гидрирования (Pt, Pd).

Слайд 23

Описание слайда:

Классификация химических реакций Простые - протекают в одну стадию и называются одностадийными. Порядок реакции совпадает с молекулярностью, а кинетическое уравнение с законом действующих масс. Сложные – идут либо последовательно (многостадийные), либо параллельно, либо последовательно параллельно. Состоят из ряда простых элементарных стадий, которые протекают по одно-, двух-, или трех молекулярному механизму. Поэтому реакции могут иметь разную молекулярность.

Слайд 24

Описание слайда:

Цепные реакции Цепные реакции

Слайд 25

Описание слайда:

Фотохимические реакции Протекают под действием квантов света. Первый закон фотохимии: фотохимически активным является лишь поглощенный свет. Второй закон фотохимии: каждый поглощенный фотон вызывает первичное фотохимическое изменение лишь одной молекулы. Число молекул, прореагировавших при поглощении одного кванта света, называется квантовым выходом.

Слайд 26

Описание слайда:

Использование фотохимических реакций 1) фотосинтез: 6СО2+6Н2О+hC6H12O6+6O2 H0298= 2815 кДж 2) фотографирование: 2AgBr +2h 2Ag + Br2 3) фотохимических реакций в верхних слоях атмосферы - реакции синтеза и расходования озона: O2 + h 2O  = 241нм мягкое УФ-излучение О+О2О3* О3*+О2О3+О2* или О3*+N2О3+N2* Образование озонового слоя O3+h O2+О = 80-240 нм жесткое УФ-излучение

Слайд 27

Описание слайда:

Разрушение озонового слоя Разрушение озонового слоя Происходит при попадания в атмосферу фреонов – хлорфторметанов, используемых как теплоносители в бытовых и промышленных холодильниках. CCl2F2 +h  CClF2* + Cl* Cl* + O3  ClO* + O2 ClO* + O  Cl* + O2 Элементарный хлор, получаемый при фотодиссоциации фреонов выступает как катализатор разрушения озона.

Теги Химическая кинетика

Похожие презентации