1 / 85

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ. 2 NO + O 2  2NO 2. 2 H 2 + O 2  2H 2 O. Основные подходы:. 1.Термодинамический  G<0 принцип. возм.  G>0 принцип. невозм. 20 0 C. 700 0 C ; Kat. факторы. скорость. механизмы. Хим. кинетика. Общие законы. 2.Кинетический. Взрывы.

kirby-taylor
Download Presentation

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

  2. 2NO + O2  2NO2 2H2 + O2  2H2O Основные подходы: 1.Термодинамический G<0принцип. возм. G>0принцип. невозм. 200C 7000C; Kat

  3. факторы скорость механизмы Хим. кинетика Общие законы 2.Кинетический Взрывы Геохим. формир. земных пород

  4. А В А В Хим. кинетика - Основные понятия химической кинетики Химическая реакция (х.р.) - ·Простые реакции - одна стадия; стехиом. ур-ие отраж. реальн. ход процесса NO2 + NO2 N2O4

  5. а) HI + H2O2HIО + H2O б) HI + HIОI2 + H2O 2HI + H2O2I2 + 2H2O ·Сложные реакции – несколько стадий; стехиом. ур-ие не отраж. реальн. ход процесса 2HI + H2O2I2 + 2H2O HIО – промежуточное соединение 2H2 + O2 2H2O - 32 стадии

  6. Механизм х. р. – совокупность стадий… Каждая отд.стадия - элементарный акт х.р. Реакции: гомогенные гетерогенные Фаза -

  7. 2Н2(г) + О2 (г)  2Н2О(г) 1 ф Гетеро - 2KClO3(к) 2KCl(к) + 3O2(г) Гомо - 2СО(г) + О2(г)  2СО2(г) 1 ф 3 ф Н2О(к) Н2О(ж) 2 ф Гомо – во всём объёме; Гетеро – на границе раздела фаз

  8. Скорость химической реакции CA t2 t А + В  С + Д C1 C2 C2< C1 t1 Кинетическая кривая -

  9. А + В  С + Д CД C2 C1 C2> C1 t1 t2 t

  10. Измеренные по разным веществам скорости не равны N2+3H2 ⇄ 2NH3 1моль N2 :3 моль Н2 : 2 моль NH3

  11. Методы определения Vмгн. ·Прямые методы C  Ci ti t

  12. ·Косвенные методы Изменение параметров системы: ·Вязкости раствора ·Электропроводности раствора ·Оптической плотности раствора ·рН раствора и др.

  13. 2HI + H2O2I2 + 2H2O бесцв. бесцв. окраш. бесцв. интенс. окр. pH D t t АТФ + Н2О  АДФ + Н3РО4

  14. Факторы,влияющие на скорость химической реакции •природа реагирующих веществ ·температура ·концентрация реагирующих веществ •давление •степень измельчения реагирующих веществ ·Kat

  15. - кинетическое уравнение - малые числа Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ Основной постулат химической кинетики - А + В  С + Д

  16. коэффициент пропорциональности; константа скорости реакции при [A] = [B] = 1 Анализ кинетического уравнения ·Физический смысл k K– удельная скорость реакции

  17. ·Химический смысл K К не зав. от конц. и хар. влияние на скор. х.р. природы реаг. в-в K –количественная мера реакционной способности молекул Чем ↑K, тем↑ эффективность взаимодействия молекул m - порядок реакции по веществу А; n - порядок реакции по веществу В. m + n – общий порядок реакции

  18. Для простых реакций показатели степеней в кинетическом уравнении предст. собой стехиом. коэфф. NO2 + NO2 N2O4 Закон действующих масс, норв. уч. К.Гульдберг и П.Вааге, 1867 год (частн. сл. осн. постулата)

  19. Определение порядка сложных реакций А + В С + Д Большой избыток [A] V 2[A] 4V m = 2 3[A] 9V 4[A] 16V

  20. [В] V 2[В]  2 Vn = 1 3[В]  3 V 4[В]  4 V А + В  С + Д Общий порядок реакции равен 3

  21. нулевой порядок: Классификация реакций по порядку V = const Примеры: .Р-ции разложения некоторых в-в на тв. пов-сти . Фотохимические р-ции

  22. первый порядок: . 2N2O5 4NO2 + O2 V1 ст.<<V 2ст. Лимитирующая стадия Vзав. от конц. одного комп. Примеры: 1стадия: N2O5  N2O3 + O2 2 стадия: N2O5 +N2O3 4NO2

  23. С12Н22О11 + Н2Оизбыток С6Н12О6 + С6Н12О6 глюкоза фруктоза Тростниковый сахар . Гидролиз сахарозы [Н2О] = const . Радиоактивный распад ядер атомов

  24. 1 (2 – 3) Не управлять Взрыв Атомная бомба Ядерные реакторы Управлять Процесс деления ядер урана; 1939 г Эквивалнетно теплоте р-ии сжигания 2 млн. кг каменного угля Цепная р-ия

  25. второй порядок: . 2NO2 N2O4 Примеры: . 2 NOCl  2NO +Cl2 2 NOCl  2NO +Cl2

  26. Сравнивать между собой реакции разного порядка можно по скорости (одинаковая размерность). Сравнивать между собой k можно для реакций одинакового порядка.

  27. Период полупревращения (τ1/2) Для реакций нулевого порядка: Для реакций первого порядка: Для реакций второго порядка :

  28. Нулевой порядок:

  29. Молекулярность реакции Молекулярность – min… Классификация реакций: • Мономолекулярные: I2 = 2I • CH3NH2 HCN + 2H2 2. Бимолекулярные: NO2 + NO2 N2O4 СН3СООН+С2Н5ОНСН3СООС2Н5+Н2О 3. Тримолекулярные: 2NO + H2 N2O + Н2О

  30. MnO4- + 8H+ + 5e  Mn2+ + 4H2O Cr2O72- +14 H+ + 6e  2Cr3+ +2H2O

  31. 2NO2 N2O4 Для простых реакций: порядок = молекулярности Молекулярность – 2 Порядок - 2 Для сложных реакций: порядок ≠ молекулярности

  32. 2HI + H2O2I2 + 2H2O Кажущаяся молекулярность - 3; порядок (экспер.) - 2 а) HI + H2O2HIО + H2O медленно молекулярность 2; порядок 2 лимитирующая стадия б) HI + HIОI2 + H2Oбыстро Порядок сложной реакции определяется порядком лимитирующей стадии

  33. Порядок реакции ·величина формальная ·принимает любые значения ·для любых реакций- как сложных, так и простых

  34. Молекулярность реакции ·имеет определенный физический смысл ·значения молекулярности ограничены цифрами – 1,2,3 ·это понятие применимо к элементарным актам химических превращений

  35. Зависимость скорости реакции от температуры ·Общий характер зависимости: Синтез Н2О на 15%: V 200С – 54 млрд. лет 5000С – 50 мин. 7000С - мгновенно Т

  36. ·Количественный характер зависимости, Вант–Гофф, голл. 1884 год Правило Вант–Гоффа: = 24

  37. Т↑ на ∆Т Vв 32 раза Пример:∆Т = 50;  = 2

  38. Теория активных соударений (ТАС), С. Аррениус, 1889 год Основные положения теории: ·соударение молекул исходных веществ; ·активное соударение; ·энергетический барьер; N2 + O2≠ Воздух:78% N2; 21% О2 •стерический фактор

  39. Энергетические диаграммы химических реакций Еисх.<Е кон. ∆ H > 0 ( эндо-) Еисх. > Е кон. ∆ H < 0 ( экзо-) А + ВД = АВ + Д Еисх. - Екон. - Еа– энергия активации

  40. ЭНДО - Е А…В…Д Е' Ea(обр) Еа(пр) АВ + Д Eкон. ∆Н > 0 А + ВД Еисх. координата р-ции Еа(пр)> Еа(обр)

  41. ЭКЗО - Е А…В…Д Е' Еа А + ВД Еисх. ∆H < 0 АВ + Д Екон. координата р-ции

  42. По Аррениусу: – доля активных соударений ℯ - Т – R -

  43. - экспоненциальный множитель… Согласно ТАС: А– предэкспоненциальный множитель… Например, А = 100000;  =0,1, тогда к = 10000 k – число активных соударений; количественная мера реакционной способности молекул T↑, α↑, V↑ Еа ↓,α↑,V↑

  44. Н2 I2 H2 + I2 2HI Благоприятные столкновения Неблагоприятные столкновения

  45. - число ... S – энтропия

  46. T V ? ↑T на 100 град А↑ в 1,2 раза

  47. Влияние Т на экспоненциальный множитель: Еа =100 кДж/моль, Т= 300 К Еа =100 кДж/моль, Т= 400 К

  48. Т Доля активных соударений Скорость реакции

  49. Еа =200 кДж/моль, Т= 300 К Еа =200 кДж/моль Т= 400 К Вывод: чем > Еа, тем >влияние Т наV

More Related