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 61 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:

Слайд 2

Описание слайда:

Слайд 3

Описание слайда:

Слайд 4

Описание слайда:

Слайд 5

Описание слайда:

Слайд 6

Описание слайда:

Слайд 7

Описание слайда:

Слайд 8

Описание слайда:

Слайд 9

Описание слайда:

Слайд 10

Описание слайда:

Слайд 11

Описание слайда:

Слайд 12

Описание слайда:

Слайд 13

Описание слайда:

Слайд 14

Описание слайда:

Слайд 15

Описание слайда:

Слайд 16

Описание слайда:

Слайд 17

Описание слайда:

Слайд 18

Описание слайда:

Слайд 19

Описание слайда:

Слайд 20

Описание слайда:

Слайд 21

Описание слайда:

Слайд 22

Описание слайда:

Слайд 23

Описание слайда:

Слайд 24

Описание слайда:

Слайд 25

Описание слайда:

Слайд 26

Описание слайда:

Слайд 27

Описание слайда:

Слайд 28

Описание слайда:

Слайд 29

Описание слайда:

Слайд 30

Описание слайда:

Слайд 31

Описание слайда:

Слайд 32

Описание слайда:

Теория активных соударений Сформулирована Аррениусом в 1889 году. В основе теории лежит представление о том, что для протекания химической реакции необходимо соударение между молекулами исходных веществ, а число соударений определяется интенсивностью теплового движения молекул. Но не каждое соударение молекул приводит к химическому превращению: к нему приводит лишь активное соударение.

Слайд 33

Описание слайда:

Теория активных соударений Тот минимальный запас энергии, которым должны обладать молекулы исходных веществ для того, чтобы их соударение было активным, называется энергетическим барьером реакции.

Слайд 34

Описание слайда:

Теория активных соударений То дополнительное количество энергии, которое надо добавить к средней энергии молекул исходных веществ, чтобы соударение между молекулами исходных веществ было активным, называется энергией активации (Еа). Энергия активации влияет на значение константы скорости и ее зависимости от температуры: чем больше Еа, тем меньше константа скорости и тем значительнее влияет на нее изменение температуры. Константа скорости реакции связана с энергией активации уравнением Аррениуса: k=A е–Ea/RT

Слайд 35

Описание слайда:

Теория активных соударений Однако наблюдаемые константы скорости реакции, как правило, гораздо меньше, вычисленных по уравнению Аррениуса. Поэтому для константы скорости реакции уравнение видоизменяют следующим образом: k=PZе –Ea/RT A = PZ где Z – теоретическое число столкновений, Р –фактор вероятности или стерический, учитывает все влияния, вызывающие отклонения от идеального уравнения.

Слайд 36

Описание слайда:

Ориентация молекул Для реакции между двумя молекулами с достаточной энергией активации необходима их определенная взаимная ориентация при соударении. а – благоприятная для реакции ориентация молекул водорода и йода при столкновении; б – неблагоприятная для реакции ориентация при столкновении молекул водорода и йода.

Слайд 37

Описание слайда:

Теория активированного (переходного) комплекса (переходного состояния) Эта теория – простейший и исторически первый вариант статистической теории химических реакций. Разработана Э. Вигнером, М. Поляни, Г. Эйрингом, М. Эвансом в 30-х годах 20 века.

Слайд 38

Описание слайда:

Теория активированного (переходного) комплекса (переходного состояния) В основу теории также положено представление о столкновении молекул как непременном условии реакции, но при этом рассматривается механизм столкновения молекул. Если мы рассмотрим такую реакцию: А + В = С, то исходя из теории переходного состояния, можно сказать, что эта реакция протекает так: А + В ⇄ Х  С, где А и В – исходные вещества, Х – переходный комплекс, С – продукт реакции.

Слайд 39

Описание слайда:

Переходный комплекс – это такое состояние взаимодействующих молекул, когда старые связи еще не разорвались, а новые еще не образовались, но перераспределение связей уже началось. Переходное состояние характеризуется непрерывным изменением расстояний между взаимодействующими атомами. В этом существенное отличие переходного комплекса от обычной молекулы, в которой средние расстояния между атомами не зависят от времени. Переходный комплекс не следует также путать с промежуточными продуктами, у которых расстояния между атомами тоже остаются неизмененными.

Слайд 40

Описание слайда:

Теория активированного (переходного) комплекса (переходного состояния) Основной постулат теории переходного состояния состоит в том, что исходные вещества всегда находятся в равновесии с переходным комплексами: А+В ⇄ ХС. Тогда константа равновесия образования комплекса равна: Из этого выражения концентрация переходного комплекса равна: X= [A][B]

Слайд 41

Описание слайда:

Основное уравнение теории переходного состояния При данной температуре константа скорости реакции зависит от константы химического равновесия образования переходного комплекса и от частоты распада переходных комплексов. kv - константа скорости; Р – частота распада переходного комплекса; k – постоянная Больцмана; h – постоянная Планка; Т – абсолютная температура

Слайд 42

Описание слайда:

Слайд 43

Описание слайда:

Каталитические реакции Катализ – процесс изменения скорости реакции при помощи катализаторов. Реакции, проходящие с участием катализаторов называют каталитическими. Катализатор это вещество, которое изменяет скорость химической реакции, но само при этом не расходуется. Катализ обладает специфичностью:

Слайд 44

Описание слайда:

Ингибиторы и промоторы Ингибиторами называют вещества, которые замедляют скорость химической каталитической реакции (в том числе за счет уменьшения активности катализатора). Пример-тетраэтилсвинец, который уменьшает детонацию в двигателях внутреннего сгорания. Промоторами называют вещества, повышающие скорость химической реакции (сами катализаторы и вещества, увеличивающие их активность).

Слайд 45

Описание слайда:

Теории катализа. Теория промежуточных соединений. если медленную реакцию А + В = АВ вести в присутствии катализатора К, то он вступает во взаимодействие с одним из исходных веществ, образуя непрочное промежуточное соединение: А + К = АК. Реакция протекает быстро, т.е. энергия активации этого процесса мала. Затем промежуточное соединение АК взаимодействует с другим исходным, при этом катализатор освобождается: АК + В = АВ + К. Энергия активации этого процесса также мала, а поэтому реакция протекает с достаточной скоростью.

Слайд 46

Описание слайда:

Гомогенный катализ Гомогенный катализ - реакционная смесь и катализатор образуют одну фазу (газообразную или жидкую). Пример: нитрозный способ получения Н2SО4 SО2 + NО2 = SО3 + NО 2NО + О2 = 2NО2

Слайд 47

Описание слайда:

Кислотный катализ Кислотно-основной катализ обязательно включает стадию переноса протона от одной молекулы к другой. В реакционной системе должны быть доноры и акцепторы. Если кислоту обозначить НА, субстрат НХ, В и А– основания, НХН+ и Х– – ионизированные формы субстрата, ХН – продукты реакции, то катализ можно записать следующим образом: катализ кислотой: HX + HA ⇄ HXH+ + A– B + HXH+ ⇄ BH+ + XH BH+ + A–⇄ B + HA катализ основанием: B + HX⇄ BH+ + X– X– + HA ⇄ XH + A– BH+ + A–⇄ B + HA

Слайд 48

Описание слайда:

Ферменты. Ферменты  белковые молекулы, способные ускорять протекание биохимических реакций. Кроме ферментов-белков существуют так называемые рибозимы  РНК, способные осуществлять катализ.

Слайд 49

Описание слайда:

Активный центр  это участок фермента на котором происходит связывание и превращение молекулы субстрата. Активный центр  это участок фермента на котором происходит связывание и превращение молекулы субстрата. E - фермент P - продукт S – субстрат I - ингибитор [ES] – фермент-субстратный Комплекс [EP] – фермент-продуктный комплекс

Слайд 50

Описание слайда:

Факторы, влияющие на активность фермента Концентрация субстрата. В 1913г. Михаэлис и Ментен проедложили уравнение = max[S]/Km+[S] Km - константа Михаэлиса. Лимитирующим фактором протекания реакции, является образование фермент-субстратного комплекса. Km= концентрации субстрата при которой скорость реакции равна ½ скорости максимальной.

Слайд 51

Описание слайда:

Специфичность ферментов: высокоспецифичные; низкоспецифичные; неспецифичные. Большинство ферментов высокоспецифичные, т.к. превращают 1 субстрат. Низкоспецифичные работают с группой сходных веществ. Неспецифичные превращают вещества различных групп.

Слайд 52

Описание слайда:

Механизм действия ферментов Классические катализаторы действуют за счет энергии активации. Катализаторы не меняют G они снижают энергию активации. Снижение энергии активации увеличивает количество молекул, способных преодолеть энергетический барьер.

Слайд 53

Описание слайда:

Гетерогенный катализ Гетерогенный катализ - реакционная смесь и катализатор образуют розные фазы. Пример: контактный способ получения Н2SО4. Очень большое значение в этом случае имеет поверхность соприкосновения реакционной массы с катализатором (площадь контакта).

Слайд 54

Описание слайда:

Гетерогенный катализ Теория промежуточных поверхностных соединений

Слайд 55

Описание слайда:

Гетерогенный катализ Мультиплетная теория А.А. Баландина

Слайд 56

Описание слайда:

Гетерогенный катализ Теория активных ансамблей Н.И. Кобозева

Слайд 57

Описание слайда:

Гетерогенный катализ Электронные теории катализа

Слайд 58

Описание слайда:

Механизмы химических реакций В реакции могут принимать участие атомы, молекулы, радикалы или ионы. Различают: простые, ионные и радикальные реакции. Простыми называются реакции, протекающие между молекулами: H2 + I2=2HI 2NO + Cl2=2NOCl Энергия активации составляет 150-450 кДж/моль.

Слайд 59

Описание слайда:

Механизмы химических реакций Ионными являются реакции, идущие с участием ионов - заряженных частиц. Энергия активации составляет 0-80 кДж/моль. Образование ионов может происходить при диссоциации веществ, а также под действием электроразряда, нагревания, излучения высокой энергии и т.д. Радикальными называются реакции, идущие через промежуточное образование свободных радикалов, которые можно представить как осколки молекул

Слайд 60

Описание слайда:

Механизмы химических реакций Цепные реакции. Радикальные реакции протекают по цепному механизму. Их особенность заключается в том, что один первичный акт активации приводит к превращению огромного числа молекул исходных веществ в радикалы. Например, реакция H2 + Cl2=2HCl протекает по радикально-цепному механизму при нагревании или освещении светом. За счет поглощения кванта света (h) молекула Сl2 диссоциирует на свободные радикалы - атомы хлора: Сl2 + h =Сl + * Сl Атом-радикал *Сl затем реагирует с молекулой водорода, образуя молекулу НСl и атом радикал *Н. Последний взаимодействует с молекулой Сl2, образует НСl и атом-радикал *Сl и т.д. *Сl + Н2=НСl + *Н *Н + Сl2= НСl + *Сl и т.д. На каждый поглощенный квант света образуется до 100 000 молекул НСl