Kinetika2 - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Kinetika2. Доклад-сообщение содержит 52 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:

Задачи химической кинетики Все задачи химической кинетики разделяются на прямые и обратные. Прямая задача химической кинетики — это расчет скорости протекания реакции на основе информации о ее механизме, константах скоростей отдельных стадий реакции и о ее начальных условиях. Обратная задача химической кинетики — это процедура определения механизма сложного процесса, констант скоростей отдельных стадий реакции на основе опытных данных.

Слайд 3

Описание слайда:

Методы определения порядка реакции (обратная задача) Интегральные (аналитические и графические) - Метод подбора (подстановки)уравнений - Метод времен полупревращения Дифференциальные (аналитические и графические) – Метод Вант – Гоффа Метод избыточных концентраций(Метод изолирования Оствальда)

Слайд 4

Описание слайда:

Слайд 5

Описание слайда:

Метод подбора уравнений Аналитический метод n =0 CA = CA0 - k ; n =1 lnCA = lnCA0 - n =2 = + k; n =2 = + k() Критерий правильности выбора - постоянство значений k при различных временах протекания реакции

Слайд 6

Описание слайда:

Метод времен полупревращения для любых n

Слайд 7

Описание слайда:

Метод избыточных концентраций Обработка уравнений более высокого порядка чем n = 2 при неравных концентрациях реагентов приводит к заметному усложнению интегральных уравнений. Для упрощения был введен метод избыточных концентраций или и т.д. Желательно привести к уравнению только от : где = Это возможно при ; При этом происходит понижение общего порядка реакции ( другое название -метод понижения порядка)

Слайд 8

Описание слайда:

Метод Вант – Гоффа Дифференциальный метод Прологарифмируем уравнение : (график прямой линии) nA = (Аналитическая обработка) Удобство метода – можно работать c одной кинетической кривой. Ccp= ;

Слайд 9

Описание слайда:

Метод Вант - Гоффа В начальный момент времени все кинетические кривые можно описать прямой линией. В этом случае и тогда этот метод можно назвать метод начальных концентраций

Слайд 10

Описание слайда:

Зависимость константы скорости от температуры Наиболее хорошо известным фактом является возра-стание скорости реакций с увеличением температуры. Такой тип зависимости скорости называется нормаль-ным. Этот тип температурной зависимости характерен для всех простых реакций.

Слайд 11

Описание слайда:

Аномальная зависимость константы скорости от температуры 2NO + Br2  2NOBr – тримолекулярная реакция

Слайд 12

Описание слайда:

Ферментативных реакции

Слайд 13

Описание слайда:

Правило Вант - Гоффа Зависимость скорости простой гомогенной реакции от температуры может быть выражена правилом Вант-Гоффа:

Слайд 14

Описание слайда:

Уравнение Аррениуса k = A* или , где k - константа скорости; R = 8,314 [Дж/моль K] A - предэкспоненциальный множитель Ea - энергия активации [Дж/моль] Множитель A пропорционален общему числу соударений между молекулами в единицу времени. Его размерность совпадает с размерностью константы скорости и, следовательно, А зависит от суммарного порядка реакции. Экспонента равна доле активных соударений от их общего числа, т.е. столкнувшиеся молекулы должны иметь достаточную энергию взаимодействия.

Слайд 15

Описание слайда:

Нахождение параметров уравнения Аналитический метод: k1 = A* и k2 = A* отсюда = - ) Среднее значение Ea = 80 – 120 кДж/моль

Слайд 16

Описание слайда:

Cостояние реагирующей системы Различают статические химические реакции, протекающие в закрытых системах, неспособных обмениваться массой с окружающей средой, ri = и динамические химические реакции – реакции в открытых системах

Слайд 17

Описание слайда:

Открытые системы Системы, в которых имеет место материальный обмен с окружающей средой, называются открытыми системами. Большинство промышленных химических процессов осуществляется в открытых системах. В этом случае реакция проводится в реакторе непрерывного действия, в котором исходные вещества непрерывно подаются в реактор, а продукты реакции непрерывно выводятся из него. Наиболее простыми типами открытых систем являются - реактор идеального вытеснения и - реактор идеального смешения

Слайд 18

Описание слайда:

Статический реактор

Слайд 19

Описание слайда:

Реактор идеального вытеснения Реактор идеального вытеснения (РИВ) представляет собой трубчатый аппарат, в котором отношение длины трубы L к ее диаметру d достаточно велико. В реактор непрерывно подаются исходные реагенты, которые превращаются в продукты реакции по мере перемещения их по длине реактора. Реакционная смесь движется так, что перемешивание вдоль реактора отсутствует (ламинарный поток), то есть некоторый элементарный объем движется как поршень в цилиндре.

Слайд 20

Описание слайда:

Слайд 21

Описание слайда:

Реактор идеального смешения В реакторе идеального смешения непрерывно с определенной объемной скоростью v (м3/c) подается реакционная смесь. Одновременно реакционная смесь, содержащая продукты реакции, выводится из реактора. Как правило, скорость подачи реакционной смеси и скорости вывода продуктов равны: vнач = vкон. Принимается, что реакционная смесь в реакторе идеального смешения перемешивается настолько хорошо, что во всех точках реакционного пространства состав смеси практически одинаков: τсмеш

Слайд 22

Описание слайда:

Cложные реакции

Слайд 23

Описание слайда:

Пример Длительное время считалось, что реакция, отвечающая уравнению: H2 + I2 → 2HI является простой бимолекулярной реакцией. Было доказано, что данная реакция является сложной . Механизм данной реакции: I2  2I I + H2 → HI + H 2H  H2

Слайд 24

Описание слайда:

Пример сложной реакции Механизм данной реакции: I2  2I ; r1 = k1*CI2 2I  I2; r-1 = k-1*C2I I + H2 → HI + H; r2 = k2*CI *СН2 2H  H2; r3 = k3*C2Н H2  2H ; r-3 = k-3*CН2 WI2 = -r1 + r-1 = -k1*CI2 + k-1*C2I WI = +2r1 -2r-1- r2 = +2k1*CI2 -2k-1*C2I -k2*CI *СН2 WН = ? ; WН2 = ?

Слайд 25

Описание слайда:

Принцип независимости Если в системе протекают несколько элементарных стадий, то каждая из них протекает независимо от других, подчиняясь основному постулату химической кинетики – ЗДМ. Этот принцип имеет ограничения, в частности, он не применим к сопряженным реакциям. = Знак  в выражении ri = перешел в для исходных реагентов и - для продуктов реакции

Слайд 26

Описание слайда:

Слайд 27

Описание слайда:

Пример сложной реакции Механизм данной реакции: I2  2I r1 = k1*CI2 2I  I2 r-1 = k-1*C2I I + H2 → HI + H; r2 = k2*CI *СН2 2H  H2; r3 = k3*C2Н H2  2H ; r-3 = k-3*CН2 WI = +2r1 -2r-1- r2 = +2k1*CI2 -2k-1*C2I -k2*CI *СН2 Запишите WН = ? ; WН2 = ?

Слайд 28

Описание слайда:

Проверка WН = +r2 -2r3 +2r-3 = k2*CI*СН2 -2k3*C2Н +2k-3*CН2 WН2 = -r2 + r3 - r-3 = -k2*CI*СН2 +k3*C2Н - k-3*CН2 Обратите внимание на коэффициент 2

Слайд 29

Описание слайда:

Типы сложных реакций Простейшими типами сложных реакций являются: - Обратимые реакции; - Параллельные реакции; - Последовательные реакции

Слайд 30

Описание слайда:

Ну что начнем ?

Слайд 31

Описание слайда:

Обратимые реакции первого порядка Обратимые реакции, протекающие в двух направлениях: в прямом и в обратном : цис- RHC=CHR транс- RHC=CHR

Слайд 32

Описание слайда:

Обратимые реакции Реакция A B эквивалентна А  B ; B  A ; = = - + = - +

Слайд 33

Описание слайда:

Вывод уравнения = = - + МБ = +  = - = - +) = -( +) Окончательно: = a b

Слайд 34

Описание слайда:

или окончательно: =  упростим, делив на или окончательно: =  упростим, делив на При равновесии = ; = 1. = = Окончательно получим: = = =  где =  *

Слайд 35

Описание слайда:

Параллельные реакции Параллельные (конкурирующие) реакции – это реакции, в которых исходное вещество одновременно претерпевает изменение, по крайней мере, по двум направлениям.

Слайд 36

Описание слайда:

Вывод уравнения Реакция эквивалентна А  B ; ; A  C ; = = - - = - lnCA = lnCA0 - ; lnCA = lnCA0 - =;

Слайд 37

Описание слайда:

Параллельные реакции Отношение концентраций продуктов в любой момент времени равно отношению их констант скоростей:

Слайд 38

Описание слайда:

Селективность процесса Интегральной селективностью процесса (реакции) при наличии нескольких параллельных реакций называется отношение концентрации основного (полезного) продукта к сумме всех продуктов реакции: В = =

Слайд 39

Описание слайда:

Примеры Нитрование толуола: орто = 0,333 мета = 0,178 пара = 0,489

Слайд 40

Описание слайда:

Последовательные реакции Последовательные (консекутивные) реакции – это реакции, протекающие таким образом, что продукт одной стадии является реагентом для другой. k1 k2 A  P  B В данной реакции A превращается в B через образование некоторого промежуточного продукта P. Продукт P может быть как достаточно устойчивой молекулой, так и ионом или свободным радикалом, то в общем случае он называется промежуточной частицей. ( 24 мин 2,5 суток) U  Np  Pu

Слайд 41

Описание слайда:

Вывод уравнения k1 k2 A  P  B; r1 = k1CA ; r2 = k2CP = - = k1CA; lnCA = lnCA0 - = = r1 – r2 = k1CA - k2CP = k1 - k2CP + k2CP = k1  умножим на + k2CP = k1

Слайд 42

Описание слайда:

Вывод уравнения + k2CP= k1 = = -]

Слайд 43

Описание слайда:

Итоги =exp(-k1) = -] = + +  = - - = - - = [1- - -)]

Слайд 44

Описание слайда:

Анализ уравнения Кривая накопления продукта Р проходит через max. Кривая для продукта В имеет S – образный характер, что является критерием последовательной реакции.

Слайд 45

Описание слайда:

Анализ кинетической кривой В Начальный период – называют индукцион-ным периодом. Индукционный период – это период накопления активного промежуточ-ного вещества

Слайд 46

Описание слайда:

Анализ точки max = = 0 = 0 = 0 = = ; =

Слайд 47

Описание слайда:

Выводы = Подставим в ] Значение уменьшается с ростом Продукт Р высокореакционная частица Время достижения max уменьшается с ростом

Слайд 48

Описание слайда:

Метод квазистационарных концентраций (МКСК) Если >> 1 (велико) и при  > концентрация промежуточного вещества Р становится очень маленькой и постоянной в течении протекания реакции, то можно считать, что выполняются условия:  и = 0 М. Боденштейн, 1913 г.

Слайд 49

Описание слайда:

Приближенные методы описания кинетики сложных реакций Метод квазистационарных концентраций (МКСК) Метод квазиравновесных концентраций – (МКРК) Метод лимитирующей стадии

Слайд 50

Описание слайда:

Метод квазистационарных концентраций (МКСК) МКСК позволяет заметить часть дифференциаль-ных уравнений для скорости на алгебраические ур-ния. Условия для реализации МКСК: k2 >>k1,k-1 A + B = X A + B  X r1 = k1CACB X + A  Пр X  A + B r-1 = k-1CX WПр = ? X + A  Пр r2 = k2CACX WX = r1 - r-1 - r2 = k1CACB - k-1CX - k2CACX =0 CX = k1CACB /(k-1 + k2CA ); WПр = r2 = k2CACX WПр = k1k2CA2CB /(k-1 + k2CA )