химия презентация 2

Формат документа: pdf
Размер документа: 3.17 Мб





Прямая ссылка будет доступна
примерно через: 45 сек.



  • Сообщить о нарушении / Abuse
    Все документы на сайте взяты из открытых источников, которые размещаются пользователями. Приносим свои глубочайшие извинения, если Ваш документ был опубликован без Вашего на то согласия.

1Химическая кинетика

2Однофазные системы называют гомогенными.Многофазные системы –гетерогенными.Система –это область пространства, включающая тело или группу тел, условно или при помощи реальных границ отделённых от окружающей среды.Фаза –это однородная по составу и свойствам часть системы, отделенная от других её частей поверхностью раздела, при переходе через которую резко изменяются её состав или свойства.

3Химическая реакция –превращение молекул (с изменением их состава и структуры).В основе кинетики –принцип соударений молекул.В гомогенных системах столкновения между молекулами происходят во всём объёме системы (гомогенные реакции).В гетерогенных –на границе раздела фаз (гетерогенные реакции).Химическая кинетика изучает скорости химических реакций и механизм их протекания.

4Скорость реакции обратно пропорциональна времени, за которое происходят химические превращенияСкорость химической реакции определяется числом молекул вещества, вступивших в реакцию, или образовавшихся в результате реакции в единицу времени в единице объёма гомогенной системы, или на единице площади раздела фаз в гетерогенной системе.(быстрые и медленные реакции).

5Скоростьгомогенных химических реакцийСредняяскоростьреакцииопределяетсяизменениемконцентрациивеществазапромежутоквремени
21
C=C C D-
21
Dt= t - t
ΔC
v
Δτ
=
Мгновеннаяскоростьреакциипри
Dt ®0
dC
v
d τ
=

6Факторы, влияющие на скорость химической реакции:–природа реагирующих веществ (прочность химических связей, структура молекул, энергетические факторы и т.д.),–концентрация реагирующих веществ(частота соударений молекул),–температура в системе(частота соударений молекул),–наличие катализатора.

7Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость реакцииAABBB
k[A][B] =× ×
Vk23 =××=
(с ростом числа молекул возрастает вероятность их столкновений)число вариантов соударений молекул:k--коэффициент (не все соударения приводят к превращениям)Для реакции:А + В → С

8Для реакции:2А + В → СА + В → АВА + АВ → С
2
[A] (k [A] [B]) = k [A] [B] =××× × ×
V2k23 =×××=
Более сложные реакции можно представить в виде нескольких последовательных элементарных стадий:
Vk23 =××

9Закон действующих масс(открыт Гульдбергоми Вааге)При постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

10Математическое выражение закона действующих массв общем виде:
mn
mA nB A B +®
mn
AB
vkC C =× ×
или
[ ] [ ]
mn
vkA B =× ×
V ?скоростьреакции; k?константаскорости реакции (отражает долю столкновений,приводящих к продукту реакции;CAили [A]?концентрациявещества A (моль/л);m, n ?стехиометрические коэффициенты.CBили [B]?концентрациявещества B (моль/л);

11Для конкретной реакции, например:
22 2
N 2O 2NO +®
22
2
NO
vkC C =× ×
или
2
22
vkN O =× × éùéù
ëûëû
k?константаскорости химической реакцииВеличинаkзависит от природы реагирующих веществ и температуры.Величинаk не зависит от концентраций веществ.Константаскорости химической реакции численно равна величине скорости реакции при концентрациях веществ 1моль/л.

12Основной постулат химической кинетикиПри постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, взятых в некоторых степенях. Одновременное столкновение более 2 молекул маловероятно.Реакции с участием более 3 молекул происходят в несколько элементарных стадий.Закон действующих масс справедлив для каждой стадии, а не для реакции в целом.
[ ] [ ]
AB
pp
vkA B =× ×

13Показатель степени в кинетическом уравнении ?порядок реакции по данному веществу.pA?порядок реакции по веществу АpB?порядок реакции по веществу B.Общий порядок реакции ?сумма порядков по всем реагентам:p= pA+ pBПорядок реакции частоне совпадает с коэффициентами в уравнении, т.к. зависит от числа стадий, механизма реакции и т.д.Порядок реакцииможет быть целым, дробным, равным нулю.Его определяют опытным путём.

141. Диффузия молекулы к поверхности раздела фазГетерогенные реакции ?многостадийны:Кинетикагетерогенных химических реакцийДля условной реакции:А(газ)+ В(тв)→ С(газ)

152. Реакция на поверхности раздела фазВ реакцию могут вступить только те молекулы твёрдого вещества, которые находятся на его поверхности.

163. Диффузия продукта от поверхности раздела фазОбщая скорость определяется скоростью наиболее медленной (лимитирующей) стадии. Чаще ?это диффузия.Общая скорость определяется скоростью наиболее медленной (лимитирующей) стадии. Чаще ?это диффузия.

17
( тв) 2 (газ) (газ)
2 С + О 2СО ®
Например:Горение угляЗакон действующих масс для гетерогенных реакций
2
( тв) 2
Vk[C][O] =× ×
Формально:Но общая концентрация твёрдого вещества не влияет на скорость (реагирует только с поверхности).На скорость гетерогенного процесса влияет только удельная поверхность (Sс)твёрдого вещества(отношение общей поверхности тела к его объёму или массе).

18Концентрация твёрдых веществ не влияет на скорость гетерогенной реакции.В выражении закона действующих масс она условно принимается за 1.
2
c
kkS
¢

2
2c
Vk[O]S =× ×
2
Vk[O]
¢

За небольшой промежуток времени удельная поверхностьSc= Const, поэтому

19Уравнение Аррениуса
a
E
RT
kAe
-

k–константаскоростихимическойреакции;А–предэкспоненциальныймножитель(предэкспонента)(учитываетдолюрезультативныхстолкновениймолекул);e=2,718–основаниенатуральногологарифма;T–абсолютнаятемпература;R=8,314Дж/(моль·K)–универсальнаягазоваяпостоянная.Зависимость скорости реакции от температуры

20Энергия активацииЭнергияактивации?этоэнергия,избыточнаяпосравнениюсосреднейэнергиеймолекул,необходимаядляхимическоговзаимодействия.Ходлюбойреакцииможнопредставитьсхемой:Исходные веществаПереходное состояние (активированный комплекс)Продукты реакции

21Активированный комплекс
2( Г) 2(Г) (Г)
+ =
H I 2HI
Например:H+HIIHHIIHHII+

22E׳EaEКоордината реакции (τ)2HI(Г)H2(Г)+ I2(Г)Энергетическая диаграмма реакции образования йодоводородаEисхEконΔH<0

23Логарифмическая форма уравнения АррениусаЭкспериментальное определение:предэкспоненты и энергии активации:
a
ln k ln A
RT
E
=-+
×
A
E
tg
R
j=-

24Для разбавленных газовых систем:
21
0,1(t t )
2
1
V
V
γ
-
=
V2–скоростьреакции при температуреt2g= 2 –4 (температурный коэффициент скорости химической реакции)Правило Вант-Го ф ф а :при изменении температуры на каждые 100скорость реакции изменяется в 2 –4 раза.или
21
0,1(t t )
2
1
k
k
γ
-
=
V1–скоростьреакции при температуреt1k2–константа скоростиреакции при температуреt2k1–константа скоростиреакции при температуреt1

25Катализ, катализаторы. Катализ–изменение скорости реакции под действием катализаторов.Положительный катализ –ускорение,отрицательный –замедление реакции.Катализатор–вещество,котороеувеличиваетскоростьхимическойреакции,формальнонерасходуясь,иливозобновляясьвней.Ингибитор–вещество,замедляющеехимическуюреакцию.Катализаторобразуетпромежуточноесоединениесоднимизреагирующихвеществ,ноневходитвсоставпродуктаивосстанавливаетсявнеизменномвиде.

26Механизм действия катализатора:
A В + С
1
E
3
E
2
E
Кт +
[ ]
A Кт ×
Кт - В +
13
EE)
2
>> (E+

27•гомогенныйкатализ;•гетерогенныйкатализ:•электрокатализ;•фотокатализ;•ферментативныйкатализидр.Виды катализа:

28карбоний-катионCHH..O..HH3C[H+]A,t0HCH3CHO+HHгидроксоний-катионCH3CHH++ H2O(HA–O –H)–H+CH2H2C-+CH2=CH2+H+(–H+)—гомогенный катализ:Катализатор и реагирующие вещества –в одной фазе (в газовой смеси или в растворе).

29—гетерогенныйкатализ:В гетерогенномкатализе реакция происходит на поверхности раздела между катализатором и реагирующими веществами.
2( газ ) 2 ( газ ) 3 ( газ )
2SO O 2SO +¾¾¾®
2( тв .) ( т 2 в. 2 ) 5
42VO O VO +® éù
ëû ( тв .) 2 ( тв .) 25 23
2SO SO 2 O 2VO 4 V +®+ éù
ëû
2
O -
2
SO -
3
SO -
2( тв .)
VO

30—электрокатализ:В электрокатализереакция происходит на поверхности электрода в контакте с раствором или под действием электрического тока.Например, электрокаталитическое окисление предельных углеводородов (C1 -C6) на Pt-электроде до СО2—сложная цепь промежуточных стадий, включающей разрыв связей С —С, С —Н, хемосорбцию фрагментов исходных молекул на поверхности металла-катализатора, участие в отдельных стадиях адсорбированных молекул Н2О или частиц ОН–и т. п.

31Цепные (самоподдерживающиеся) реакции:1)инициирование цепи:2) развитиецепи:—фотокатализ:При фотокатализе реакцию стимулирует энергия поглощающегося излучения.
h
22
H Cl 2HCl
n
+¾¾®
2
Cl h Cl Cl +n¾¾®?+ ?
радикал (частица с неспареннымэлектроном)
2
Cl H HCl H ?+¾¾®+?
2
H Cl HCl Cl ?+¾¾®+ ?
2
Cl H HCl H ?+¾¾®+?

323) обрыв цепи:
2
Cl Cl Cl ?+?¾¾®
H Cl HCl ?+?¾¾®
2
HH H ?+?¾¾®

33—ферментативныйкатализ:Ферменты(энзимы)–белковыемакромолекулы,являютсякатализаторамивбиологическихсистемах.Например,ворганизмечеловека–около3000ферментов.
фермент
6 12 6 2 5 2
CH O 2 С H OH 2CO ¾¾¾¾®+

34Химическое равновесие

35Необратимые химические реакцииХимические реакции делят на обратимые и необратимые. К необратимымреакциям относят реакции, в которых хотя бы одно из исходных веществ расходуется полностью, например:
3222
CaCO 2HCl CaCl CO H O +®+­+
Чаще всего необратимые реакции происходят в незамкнутых системах

36Обычно происходят в замкнутых системах
хA уВ nC mD +®+ nC mD xA y В +®+
прямая
обратная
xA y ВnCmD
¾¾¾¾®
++
¬¾ ¾ ¾¾
Особенность обратимых реакций –в том, что они не идут до конца, в системе всегда остается каждое из исходных веществОбратимые химические реакции:продукты одной реакции –исходные вещества для другой, и наоборот:

37
p p
пр обр
VV =
0
обр
V -
[ ] [ ]
хy
пр пр
Vk AB =× ×
Скорость прямой и обратной реакций по закону действующих масс:
[ ] [ ]
nm
обр обр
Vk СD =××
Со временем концентрации веществ A и В уменьшаются; С и D–увеличиваются
t
0
пр
V -
0V

38При выравнивании скоростей прямой и обратной реакций наступает динамическоесостояние химического равновесияВ состоянии химического равновесия концентрации всех веществ сохраняются неизменными.
pp
пр обр
VV =
[ ] [ ]
хy
пр
pp
kAB ××=
[ ] [ ]
nm
обр
pp
k СD ××
[ ] [ ]
[ ] [ ]
nm
пр p p
xy
обр
pp
СD
k
k
AB
×
=
×
p
K =

39Константа химического равновесияВеличина Крзависит от температуры и природы веществ, и не зависит от их концентраций и катализатора.Константа равнове сия опре де ляет соотношение между равновесными концентрациями продуктов и исходных веществ.Для гомогенной реакции:
22 2
N 2O 2NO +Û
2
2p
р
2
2p 2p
NO
k
NO
éù
ëû
=
× éùéù
ëûëû

40
( тв) 2 (газ) (газ)
2 С + О 2СО Û
Для гетерогенной реакции в замкнутой системе:
[ ]
2
p
р
2p
CO
k
O
=
éù
ëû
В выражении константы равновесия:Не учитывают концентрации твёрдых веществ

41Смещение химического равновесия

42При изменении внешних параметров химической системы:•концентрацииреагентов;•давления;•температуры,скорость прямой иобратной реакций могут меняться неодинаково.Это приводит к изменению равновесных концентраций при сохранении величины константы равновесия.Изменение равновесных концентраций –смещение химического равновесия(вправо –в сторону прямой реакции, иливлево –в сторону обратной реакции)

43Принцип Ле-Шателье –Брауна Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия оказать внешнее воздействие, то равновесие смещается таким образом, чтобы уменьшить это воздействие.Анри Луи Ле-Шателье1850 -1936 гг.

44Влияние концентраций веществ на состояние равновесия:
3
3
р
3
3
[Fe(SCN) ] [KCl]
К
[FeCl ] [KSCN]
×
=
×
33
FeCl 3KSCN Fe(SCN) 3KCl +Û+
Для гомогенной реакции в растворе:красный
[KSCN] ­
, ®
равновесие
3
[Fe(SCN) ] , ­
[KCl] , ×­
3
[FeCl ] ¯
«Добавили –расходуется , убавили –восполняется»

45Влияние давления –объёма газовой системы(твёрдые, жидкие –не меняют объём)Повышение давления (уменьшение объёма) –в сторону уменьшения числа молекул газов, понижение давления (увеличение объёма) –в сторону увеличения числа молекул газов.
22 3
N 3H 2NH +Û
Для гомогенной реакции:
P(V) ­¯ ®
равновесие
P(V) ¯­ ¬
равновесие

46Влияние температурыПри повышении температуры –всторону эндотермической реакции(–Q , DH >0)Припонижении–всторонуэкзотермической(+Q,DH<0)
( тв) 2 (газ) (газ)
2 С + О 2СО Û
(DH >0)(DH <0)
T ­ ®
равновесие
T ¯ ¬
равновесие