Кинетика химических реакций - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Кинетика химических реакций. Доклад-сообщение содержит 33 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:

Кинетика химических реакций Химическая кинетика – это учение о химическом процессе, его механизме и закономерностях протекания во времени. Химическая кинетика устанавливает: временные закономерности протекания химических реакций; связь между скоростью реакции и условиями ее проведения; выявляет факторы, влияющие на скорость и направление химических реакций. Важнейшая задача химической кинетики: выяснение механизма химических превращений, взаимосвязи между скоростью химической реакции и строением молекул реагирующих веществ; изучение элементарных реакций с участием активных частиц: свободных атомов и радикалов, ионов и ион – радикалов, возбужденных молекул и др.

Слайд 2

Описание слайда:

Основоположники химической кинетики Якоб Хендрик Вант-Гофф (нидерл. Jacobus Henricus (Henry) van 't Hoff; 1852, — 1911, Роттердам) — голландский химик, первый лауреат Нобелевской премии по химии (1901 год)

Слайд 3

Описание слайда:

Э́ЙРИНГ (Eyring) Генри (1901-1981), американский физикохимик. Область изучения - квантовая химиия и химическая кинетика. Один из создателей теории абсолютных скоростей реакций. Ввел в химию термин «активированный комплекс». Э́ЙРИНГ (Eyring) Генри (1901-1981), американский физикохимик. Область изучения - квантовая химиия и химическая кинетика. Один из создателей теории абсолютных скоростей реакций. Ввел в химию термин «активированный комплекс».

Слайд 4

Описание слайда:

Введение в кинетику Стехиометрия. Химическую реакцию принято записывать в форме стехиометрического уравнения. Последнее представляет собой простейшее отношение числа молекул реагентов и продуктов и является количественным соотношением между исходными реагентами и продуктами. Нельзя считать, что стехиометрическое уравнение обязательно отражает механизм молекулярного процесса между реагентами. Стехиометрическое уравнение для производства аммиака по Габеру имеет вид: N2 + 3H2 =2NH3 , но это вовсе не означает, что три молекулы водорода и одна азота, одновременно сталкиваясь, дают две молекулы аммиака.

Слайд 5

Описание слайда:

Молекулярность - число молекул реагентов, участвующих в простой реакции, состоящей из одного элементарного акта. Большинство элементарных реакций имеет молекулярность один или два, хотя некоторые реакции происходят путем одновременного столкновения трех молекул и, в очень редких случаях, в растворах, молекулярность равна четырем.

Слайд 6

Описание слайда:

Слайд 7

Описание слайда:

Кинетическое уравнение Рассмотрим химическую реакцию разложения реагента A на два продукта В и С: А В + С В процессе реакции концентрация реагента А уменьшается, а продуктов В и С — возрастает. Скорость реакции в момент времени t задается тангенсом угла наклона кривой.

Слайд 8

Описание слайда:

Слайд 9

Описание слайда:

Порядок реакции Порядок реакции Если зависимость скорости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ записывается в виде: , то величины ni (i=1, 2, …) принято называть порядком реакции относительно вещества Ai Порядок реакции есть сумма показателей степени n1 + n2 + n3 + …, где порядок относительно реагента A1—n1,относительно A2—n2, относительно A3— n3 и т. д. А В + С Если для приведенной выше реакции экспериментально найдено, что скорость пропорциональна концентрации реагента А, реакция называется реакцией первого порядка, так как Если скорость пропорциональна квадрату концентрации реагента А, реакция называется реакцией второго порядка, так как

Слайд 10

Описание слайда:

Константа скорости Константа скорости Константа скорости химического процесса – это множитель в кинетическом уравнении, показывающий, с какой скоростью идет химический процесс при концентрациях реагирующих веществ, равных единице. Единицы измерения константы скорости зависят от порядка реакции. Так для реакций константа скорости измеряется в единицах : первого порядка - [время]-1; второго порядка - [концентрация]-1·[время]-1, например, дм3•моль-1•с-1. нулевого порядка - моль•дм-3•с-1 третьего порядка — дм6•моль-2•с-1 В общем случае константа скорости реакции n-го порядка измеряется в единицах [концентрация]1-n·[время]-1.. Константы скорости реакций разных порядков являются разными физическими величинами и сопоставление их абсолютных значений не имеет смысла.

Слайд 11

Описание слайда:

Кинетические уравнения первого порядка Кинетические уравнения первого порядка Рассмотрим реакцию: А Продукты. Пусть а — начальная концентрация реагента А; x —уменьшение ее за время t. Тогда концентрация А в момент t равна а —х. Выражение для скорости реакции примет вид

Слайд 12

Описание слайда:

Слайд 13

Описание слайда:

Метод подстановки Метод подстановки Зная значения а – х, то есть текущие концентрации реагента А в разные моменты времени t, полученные величины подставляют в уравнение (3) или (4) и определяют среднее значение константы скорости. Графический метод Из уравнения (4) видно, что для реакции первого порядка зависимость

Слайд 14

Описание слайда:

Слайд 15

Описание слайда:

Кинетические уравнения второго порядка Кинетические уравнения второго порядка Рассмотрим реакцию: А + В Продукты. Пусть начальные концентрации реагентов А и В равны cоответственно а и b, и х — уменьшение концентраций реагентов А и В за время t. Тогда в момент t концентрации A и В равны а —х и b —х. Кинетическое уравнение:

Слайд 16

Описание слайда:

Слайд 17

Описание слайда:

Метод подстановки Метод подстановки Константу скорости рассчитывают путем подстановки экспериментальных значений а - х и b - х, установленных в разные моменты t, в уравнение (6). Если получаемые при этом значения k постоянны в пределах ошибки эксперимента, то принимают, что реакция подчиняется кинетическому уравнению второго порядка.

Слайд 18

Описание слайда:

Слайд 19

Описание слайда:

Кинетические уравнения третьего порядка Кинетические уравнения третьего порядка Рассмотрим в общем виде реакцию третьего порядка А + В + С Продукты. Если a, b и с — начальные концентрации реагентов А, В и С соответственно их — уменьшение этих концентраций за время t, то дифференциальное кинетическое уравнение третьего порядка имеет вид

Слайд 20

Описание слайда:

Подстановка const в уравнение (8) дает

Слайд 21

Описание слайда:

Кинетика сложных реакций Кинетика сложных реакций Большинство реакций являются сложными и состоят из нескольких элементарных стадий при этом все многообразие сложных реакций можно свести к комбинации нескольких типов простейших сложных реакций, а именно двусторонних (обратимых), параллельных и последовательных реакций. Для описания кинетики сложных реакций используют принцип независимости, согласно которому при протекании в системе нескольких реакций каждая из них протекает независимо от других и подчиняется основному закону кинетики. Следует заметить, что этот принцип не является абсолютно строгим и не выполняется, например, для сопряженных реакций. Двусторонние (обратимые) реакции Рассмотрим обратимую реакцию первого порядка k1 к-1 где k1 и k -1 — константы скорости соответственно прямой и обратной реакций.

Слайд 22

Описание слайда:

Пусть а — начальная концентрация реагента А, х — уменьшение концентрации А за время t и хе—уменьшение концентрации А при достижении равновесия. Тогда концентрации реагентов А и В составляют: Пусть а — начальная концентрация реагента А, х — уменьшение концентрации А за время t и хе—уменьшение концентрации А при достижении равновесия. Тогда концентрации реагентов А и В составляют:

Слайд 23

Описание слайда:

Интегрирование кинетического уравнения (10) при начальных условиях СА=СА,0 и t=0 приводит к следующему выражению Интегрирование кинетического уравнения (10) при начальных условиях СА=СА,0 и t=0 приводит к следующему выражению

Слайд 24

Описание слайда:

Последовательные реакции Последовательные реакции Рассмотрим две последовательные реакции первого порядка:

Слайд 25

Описание слайда:

Интегрированием уравнения (11) при начальных условиях СА=СА,0 и t=0 получают зависимость изменения концентрации исходного реагента А во времени

Слайд 26

Описание слайда:

Слайд 27

Описание слайда:

Параллельные реакции Параллельные реакции Рассмотрим две параллельные реакции первого порядка, в которых вещество А одновременно превращается по двум направлениям:

Слайд 28

Описание слайда:

Дифференциальные уравнения для продуктов В1 и В2 имеют следующий вид: Дифференциальные уравнения для продуктов В1 и В2 имеют следующий вид:

Слайд 29

Описание слайда:

Таким образом, для химического процесса, протекающего по схеме параллельных реакций, соотношения концентраций продуктов реакции СВ1 и СВ2 в любой момент времени постоянно и равно k1/k2. Доля продукта В1 в продуктах реакции определяется величиной k1/(k1+k2). Таким образом, для химического процесса, протекающего по схеме параллельных реакций, соотношения концентраций продуктов реакции СВ1 и СВ2 в любой момент времени постоянно и равно k1/k2. Доля продукта В1 в продуктах реакции определяется величиной k1/(k1+k2). Сопряженные реакции Реакции вида: А + В→ М (1) и А + D→ N (2) Из которых одна реакция (2) протекает лишь совместно с другой, то есть индуцируется (1) реакцией. При этом вещество В называется индуктором, вещество А (участвующее в обеих реакциях) называется актором. Вещество D – акцептор. Связующим звеном в таких реакциях является промежуточный продукт, образованный в результате 1-ой реакции. Шилов классифицировал реакции на 3 группы. В основе классификации он положил зависимость концентрации индукторов от времени. 1) реакции, когда концентрация индукторов во времени убывает. Это обычные сопряженные реакции. 2) реакции, когда концентрация индукторов во времени не меняется. Это каталитические реакции. 3) реакции, когда концентрация индукторов во времени возрастает. Это самоускоряющиеся автокаталитические реакции.

Слайд 30

Описание слайда:

Цепные реакции многие гомогенные реакции имеют особенности: 1) реакции не подчиняются уравнению первого, второго и высших порядков. 2) скорость реакции очень велика. 3) необычайная чувствительность к следам примесей. 4) зависимость скорости реакции от формы и размеров реакционного сосуда, а так же от материала стенок из которого изготовлен реакционный сосуд. 5) наличие индукционного периода, когда реакция начинается не сразу, а спустя некоторое время. 6) возможность протекания реакции в определенном интервале давления. Все эти положения легко объясняются цепным механизмом реакции. Сущность заключается в том, что вначале в системе образуются активные частицы чаще всего это свободные радикалы. Эти частицы вступают в реакцию, но при этом вновь возникает валентно насыщенный радикал. Процесс исчезновения и появления каждой активной частицы и создает цепь превращений.

Слайд 31

Описание слайда:

Слайд 32

Описание слайда:

Метод стационарных концентраций Для описания кинетики многостадийных реакций можно использовать приближенный метод стационарных концентраций Боденштейна. В его основе лежит положение о том, что через некоторое небольшое время после начала реакции скорость образования промежуточного продукта становится примерно равной скорости его распада и суммарную скорость изменения концентрации неустойчивого промежуточного продукта можно считать приблизительно равной нулю в течение достаточно длительного времени, то есть в течение этого времени устанавливается стационарная концентрация неустойчивого продукта. Рассмотрим реакцию, которая протекает по схеме: