Химическая кинетика презентация

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА Устанавливает законы, определяющие скорость химических процессов, и выясняет роль различных факторов, влияющих на скорость и механизм реакций. От скорости химической реакции зависит выход продуктов, производительность труда и аппаратуры.

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА Скорость химической реакции есть число элементарных актов химической реакции, происходящих в единицу времени в единице объема (для гомогенных реакций) или на единице поверхности (для гетерогенных реакций). Скорость химической реакции есть изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени.

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА Одной из задач, стоящих перед химической кинетикой, является определение состава реакционной смеси (т.е. концентраций всех реагентов) в любой момент времени, для чего необходимо знать зависимость скорости реакции от концентрации.

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА Скорость химической реакции зависит от множества факторов: природы реагирующих веществ, концентрации, температуры, природы растворителя и т.д.

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА Закон действующих масс: Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в некоторых степенях. Для реакции аА + bВ → dD + еЕ можно записать:

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА Коэффициент пропорциональности k есть константа скорости химической реакции. Физический смысл: Константа скорости численно равна скорости реакции при концентрациях всех реагирующих веществ, равных 1 моль/л. 

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА Зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ определяется экспериментально и называется кинетическим уравнением химической реакции. Чтобы записать кинетическое уравнение, необходимо экспериментально определить величину константы скорости и показателей степени при концентрациях реагирующих веществ.

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА Показатель степени при концентрации каждого из реагирующих веществ в кинетическом уравнении химической реакции есть частный порядок реакции Сумма показателей степени в кинетическом уравнении химической реакции (a + b) представляет собой общий порядок реакции.

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА Реакции нулевого порядка Скорость реакции нулевого порядка постоянна во времени и не зависит от концентраций реагирующих веществ

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА Реакции первого порядка период полупревращения t1/2 – время, за которое концентрация исходного вещества уменьшается вдвое по сравнению с исходной.

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА Реакции второго порядка

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА Молекулярность число частиц, которые, согласно экспериментально установленному механизму реакции, участвуют в элементарном акте химического взаимодействия. Различают: Мономолекулярные – реакции, в которых происходит химическое превращение одной молекулы (изомеризация, диссоциация и т. д.): I2  ––>  I• + I• Бимолекулярные – реакции, элементарный акт которых осуществляется при столкновении двух частиц (одинаковых или различных): СН3Вr + КОН   ––>  СН3ОН + КВr Тримолекулярные – реакции, элементарный акт которых осуществляется при столкновении трех частиц: О2 + NО + NО  ––>  2NО2 Реакции с молекулярностью более трех неизвестны.

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА Влияние температуры на скорость реакции Правило Вант-Гоффа При повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости элементарной химической реакции увеличивается в 2 – 4 раза. γ - температурный коэффициент скорости реакции.

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА Теория активных столкновений (С. Аррениус) Условия для прохождения реакции: Молекулы должны столкнуться. Молекулы должны обладать необходимой энергией (энергией активации). Молекулы должны быть правильно ориентированы относительно друг друга.

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА Уравнение Аррениуса столкновения молекул будут эффективны (т.е. будут приводить к реакции) только в том случае, если сталкивающиеся молекулы обладают некоторым запасом энергии – энергией активации. Энергия активации есть минимальная энергия, которой должны обладать молекулы, чтобы их столкновение могло привести к химическому взаимодействию.

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА Катализ – явление изменения скорости химической реакции в присутствии веществ, количество которых после реакции остаются неизменными. Различают: - положительный катализ - ускорение - отрицательный катализ (ингибирование) - замедление 

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА Свойства катализаторов: Специфичность - способность ускорять только одну реакцию или группу однотипных реакций и не влиять на скорость других реакций (платина, медь, никель, железо - реакции гидрирования; оксид алюминия - реакции гидратации) Селективность - способность ускорять одну из возможных при данных условиях параллельных реакций [Cu]: СО + Н2 → СН3ОН               [Ni]: СО + Н2 → СН4 + Н2О

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА Причиной увеличения скорости реакции при положительном катализе является уменьшение энергии активации при протекании реакции через активированный комплекс с участием катализатора.

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА В зависимости от фазового состояния реагентов и катализатора различают: Гомогенный катализ каталитические реакции, в которых реагенты и катализатор находятся в одной фазе.   Гетерогенный катализ каталитические реакции, идущие на поверхности раздела фаз, образуемых катализатором и реагирующими веществами. Каждая гетерогенно-каталитическая реакция многостадийна.

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА Автокатализ процесс каталитического ускорения химической реакции одним из её продуктов. Особенность: реакция протекает с постоянным возрастанием концентрации катализатора. В начальный период реакции скорость её возрастает, а на последующих стадиях в результате убыли концентрации реагентов скорость начинает уменьшаться.

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА Ферментативный катализ каталитические реакции, протекающие с участием ферментов – биологических катализаторов белковой природы. Особенности: Высокая активность, на несколько порядков превышающая активность неорганических катализаторов, что объясняется очень значительным снижением энергии активации процесса ферментами Высокая специфичность, катализирует только один процесс Высокая чувствительность активности ферментов к внешним условиям – рН среды и температуре. Ферменты активны лишь в достаточно узком интервале рН и температуры

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ Обратимыми называют реакции, продукты которых могут между собой взаимодействовать с образованием исходных веществ. Состояние химического равновесия свойственно лишь для обратимых реакций.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ принцип Ле-Шателье - Брауна, или принцип подвижного равновесия если на систему, находящуюся в равновесии, производится воздействие (изменяется концентрация, температура или давление), то в системе происходит сдвиг в направлении той из двух противоположно направленных реакций, которая ослабляет это воздействие

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ N2 + 3H2 ↔ 2NH3 ΔH = - 92 кДж/моль