№ | Слайд | Текст |
1 |
 |
Химическая кинетикаСкорость химической реакции - - развитие реакции во времени Лектор Мирошниченко Ю.Ю. |
2 |
 |
План лекции1. Основные понятия 2. Классификация процессов 3. Скорость химической реакции 4. Влияние концентрации реагента на скорость реакции 5. Влияние температуры на скорость 6. Явление катализа |
3 |
 |
Химическая кинетика - раздел химии, изучающий скорость и механизмыхимических реакций Термодинамика - наука о макросистемах Химическая кинетика рассматривает их механизм реакций на уровне отдельных частиц Кинетика и термодинамика дают целостное представление о закономерностях протекания реакций. |
4 |
 |
1) гомогенные - протекающие по всему объему реагирующих веществ 2)гетерогенные - протекающие на границе фаз 3) топохимические c изменением структуры реагирующих твердых в-в Пример: разложение карбонатов при to CaCO3 (кр)=CaO(кр)+CO2 (газ). Классификация процессов по фазовому составу |
5 |
 |
Механизм реакций - совокупность элементарных стадий слагающих процессПростой процесс - протекает в одну стадию (реагент ? продукт) Сложный процесс – многостадийный (реагент ? промежуточные продукты ? конечный продукт). Классификация по механизму реакции |
6 |
 |
Молекулярность реакцийПо числу молекул одновременно участвующих в хим. превращении простые реакции делятся на: Мономолекулярные N2O4 = 2NO2 Бимолекулярные NO + H2O = NO2 + H2 Тримолекулярные 2NO + Cl2 = 2NOCl |
7 |
 |
Сложные реакции делятся по механизму на: последовательные 2N2O5 = 4NO2+ O2 1) N2O5 = N2O3 + O2 2) N2O3 + N2O5 = 4NO2 Параллельные 3KClO4 + KCl 4KClO3 4KCl + 6O2. |
8 |
 |
Это реакции, в которых возникают промежуточные активные частицы,вызывающее большое число (цепь) превращений исходной молекулы Пример: H2+Cl2 = 2HCl Cl2 = 2Cl• H2 + Cl• = HCl + H• H• + Cl2 = HCl + Cl• и т.д. Цепные - неразветвленные р-ции h? |
9 |
 |
Н2 + 0,5О2 = Н2О Зарождение цепи: Н2+ О2 = 2ОНРазвитие цепи: ОН? + Н2 = Н2О + Н? Разветвление цепи: Н?+О2 = ОН? + ?О? ?О? + Н2 = ОН? + Н? Обрыв цепей: ОН? + ОН? ? Н2О2 ?О? + ?О? ? О2 Обрыв цепи осуществляют ингибиторами [Pb(C2H5)4 , добавляемый в бензин]. Цепные - разветвленные реакции |
10 |
 |
Лимитирующая стадияЭто самая медленная стадия в сложном процессе и скорость ее протекания определяет (лимитирует) скорость всего процесса |
11 |
 |
Это число элементарных актов взаимодействия, происходящих в единицувремени в единице объема для гомогенных реакций или на единице поверхности раздела фаз для гетерогенных реакций: vгом = = ? vгетер =. Скорость химической реакции ?n S?t ?n V?t ?C ?t |
12 |
 |
Скорость как функция изменения концентрацииВзаимодействия атомов и молекул фиксировать невозможно, поэтому о скоростях реакций судят по изменению различных параметров: концентрации реагентов или продуктов за определенный промежуток времени, (а также массы, давления, объема, окраски, электропроводности, и т. д.) |
13 |
 |
Скорость средняя и мгновеннаяСредняя скорость: Мгновенная скорость: С2 ?C ?t С1 t1 t2 dC dt ?C ?t |
14 |
 |
dCD dtdCB dt dCC dt dCA dt Для реакции в общем виде скорость химической реакции с учетом стех-ких коэффициентов: aA + bB = cC + dD Vt = - = - = = |
15 |
 |
Общая закономерностьСкорость химической реакции, проводимой без добавления реагентов извне, максимальна в начале (конц-ции реагентов мах) и минимальна в конце (конц-я реагентов - мin) |
16 |
 |
Реакции, скорость которых постоянна: Автокаталитические реакции -скорость возрастает скорость возрастает в некоторые промежутки времени от начала реакции (продукты реакции являются её катализаторами) Автоколебательные реакции - скорость то ум-ся, то ув-ся. |
17 |
 |
Факторы, влияющие на скорость реакцииПрирода Концентрация веществ Температура Катализаторы На скорость гетерогенных р-ций кроме того влияет величина поверхности, т.е. размер частиц твердого вещества На скорость цепных реакций – размеры и форма реакционного сосуда |
18 |
 |
Влияние природы и концентрации реагентов на скорость реакцийЗакон действующих масс К. Гульдберг, П. Вааге (1867), Я. Вант-Гофф (1877) Скорость простой реакции при постоянной температуре пропорциональна произведению концентраций реагентов в степени их стехиом-х коэффициентов |
19 |
 |
В общем случае: aA + bB + dD + .... V = kC ? C ? C ? ...... a A d D b B |
20 |
 |
Для простой реакции: аА + bВ = сС +dD математическое выражение ЗДМ: V= k C C V – скорость реакции k – константа скорости реакции CA и CB – молярные конц-ции реаг-в а и b – кинетический порядок реакции по веществу А и В соответственно. Кинетическое уравнение a A b B |
21 |
 |
Пример записи кинетического уравнения простой реакции1) C2H5OH = C2H4 + H2O V=kС(C2H5OH) 2) 2HI = H2 + I2 V = k С2(HI) 3) 2NO + Cl2 = 2NOCl V = k C2(NO)C(Cl2) Общий кинетич-й порядок простой реакции равен ее молекулярности |
22 |
 |
V а) n=0 v б) n=1 v в) n>1Графическое определение n V = = f(с) 0 c 0 c 0 c dc dt |
23 |
 |
аА + bВ=сС + dD V = k C C m и n – небольшие целые или дробные числа,определяются опытным путем (не совпадает с коэффициентами в уравнении). Кинетическое уравнение сложной реакции m A n B |
24 |
 |
Пример: Реакцию 2H2(г) + O2(г) = 2H2O(г) провели при одном давлении, азатем при давлении в 10 раз большем. Как изменилась скорость реакции , если кинетическое уравнение сложной цепной реакции имеет вид: V = k [H2]0,4 • [O2]0,3 Решение: При росте Р в 10 раз [H2] и [O2] ув-ся в 10 раз, тогда V1 = k(10[H2])0,4(10[O2])0,3 = 100,7 Ответ: Cк-ть увел-сь в 100,7, т.е. в 5 раз. |
25 |
 |
Физсмысл k вытекает из V = k C ? C При конц-циях реагентов CA = CB = 1 моль/л - это удельная скорость реакции Константа при постоянной to зависит только от природы веществ и не зависит от их концентрации Размерность К n=0, [K] = [моль/лс] n=1, [K] = [1/с] n=2, [K] = [л/мольc]. Константа скорости реакции a A b B |
26 |
 |
Время полупревращения (t1/2) для реакций называют периодом полураспада(не зависит от начальной концентрации вещества) n = 0; t1/2 = C0/2k n = 1; t1/2 = 0,69/k n = 2; t1/2 = 1/C0k. Период полупревращения |
27 |
 |
зависит от удельной поверхности и концентраций реагентов в газовойфазе или в растворе V=kSуд(реаг)С(реаг) Пример: CaO(к)+CO2(г)=CaCO3(г) V=kSуд(CaO)С(CO2) Sуд(CaO) – уд. поверхность оксида. Скорость гетерогенных реакций |
28 |
 |
Удповерхность по ходу реакции мало изменяется , поэтому ее объединяют с конст. скорости р-ции Пример: записать кинетическое уравнение гетерогенной реакции: C(к) + O2(г) = CO2 (г) объяснить, почему на тепловых электростанциях уголь перед сжиганием измельчают Ответ:V = kSуд(C)С(O2) или V =ki С(O2). |
29 |
 |
Константа равновесия с позиции кинетикиДля простой обратимой реакции: аА+bВ сС+dД V = Vпр–Vобр = kпрC C –kобрC C В состоянии равновесия: Vпр = Vобр; kпр[A]a[B]b = kобр[C]c[Д]d a A b B c C d D |
30 |
 |
Зависимость скорости от температуры(Правило Вант-Гоффа) При увеличении температуры на 10 градусов скорость простой реакции возрастает в 2 ? 4 раза: Т ? Т0 , ? - темпер-ый коэф-т |
31 |
 |
Теория активации АррениусаХим. реакция может происходить только при столкновении активных частиц, т.е. тех, которые обладают характерной для данной реакции энергией, необходимой для преодоления сил отталкивания между электронными оболочками частиц |
32 |
 |
Энергия активации (Еа, кДж/моль) – это избыточный запас энергиимолекулы над средне статистическим запасом энергии, позволяющий молекуле реализовать хим. взаимодействие. |
33 |
 |
Cогласно молекулярно-кинетической теории газов для каждой системысуществует порог энергии Еа , начиная с которого энергия достаточна для протекания реакции Еа меняется от 0 до 500кДж/моль. |
34 |
 |
Еа - велика, скорость реакции – мала Еа – мала, скорость – великаУравнение Аррениуса. |
35 |
 |
Предэкспоненциальный множитель (А) дает некоторую характеристикуполного числа столкновений. Доля результативных столкновений Предэкспонента и экспонента |
36 |
 |
Распределение молекул газа по их энергии при различных to(Исследования Максвелла – Больцмана). При ув-ии to доля молекул, имеющих энергию ? Еа ув-ся Это приводит к увеличению скорости |
37 |
 |
Энергетический профиль экзотермической реакцииА…В – активир. комплекс Е1, Е2,,,, Е3 - средняя энергия молекул реагентов, продуктов, переходного состояния Еа = Е3 - Е1 - энергия активации. Еа` - энергия активации обратной р-ции ЕIа |
38 |
 |
2HI ? H2 + I2 I I I IПромежуточный активированный комплекс H H H H Реагенты Активированный Продукты комплекс |
39 |
 |
Определение энергии активации |
40 |
 |
Графическое определение ЕаЕа и А находят из графика в аррениусовских координатах (ln k?1/Т) ln k lnА ? |
41 |
 |
Термический светом ионизирующее излучение , - излучение корпускулярные и др. Механохимическая звуковая активация. Способы активации молекул |
42 |
 |
Катализ |
43 |
 |
Катализ – это явление ускорения реакции под действием веществ нерасходующихся в реакции Каталитические реакции – это реакции, в которых изменяется путь при неизменных реагентах и продуктах. |
44 |
 |
Катализатор – это вещество, которое многократно участвует впромежуточных стадиях реакции, но выходит из нее химически неизменным Еа промежуточных стадий с участием катализатора меньше, чем Еа р-ции без катализатора. |
45 |
 |
Энергетический профиль реакцииА + В = АВ (без катализатора) А+ В + К?[AK] + В?[AKB] ? AB + K (с кат.) |
46 |
 |
2HI = H2+ I2; Еа=184 кДж/моль Еак = 69 кДж/моль в присутствии кат-ра(Pt), тогда при 500 К: |
47 |
 |
Гомогенный катализ(кат-р и реагент образуют одну фазу) Пример: получение SO3 окислением SO2 в технологии получения H2SO4 Катализатор NO2 ; все вещества - газы 1) SO2 + NO2 = SO3 + NO 2) NO + 1/2О2 = NO2 SO2 + 1/2О2 = SO3 |
48 |
 |
Гетерогенный катализПолучение H2SO4 с помощью Pt кат-ра SO2 (г) + 1/2О2 (г) = SO3 (г) Эффективность гетерогенных кат-ров больше чем гомогенных Скорость реакций в гомогенном катализе зависит от концентрации кат-ра, а для гетерогенного - от его удельной поверхности |
«Скорость химической реакции» |
http://900igr.net/prezentatsii/khimija/Skorost-khimicheskoj-reaktsii/Skorost-khimicheskoj-reaktsii.html