Презентация - Химическая кинетика

Нажмите для просмотра
Химическая кинетика
Распечатать
  • Последний IP: 5.255.231.160
  • Уникальность: 94%
  • Слайдов: 76
  • Просмотров: 2140
  • Скачиваний: 1259
  • Размер: 0.1 MB
  • Онлайн: Да
  • Формат: ppt и pptx
В закладки
Оцени!

Слайды и текст этой онлайн презентации

Слайд 1

Химическая кинетика, слайд 1
Лекция 9 Химическая кинетика

Слайд 2

Химическая кинетика, слайд 2
Химическая кинетика - то раздел физической химии, изучающий скорость и механизм химических реакций.

Слайд 3

Химическая кинетика, слайд 3
Кинетический метод исследования, наряду с термодинамическим и квантово-механическим, широко применяется в современном естествознании.

Слайд 4

Химическая кинетика, слайд 4
9 .1 Понятие о скорости и механизме химических реакций. 9 .2 Кинетические уравнения простых и сложных реакций. 9 .3 Влияние температуры на скорость химических реакций . План

Слайд 5

Химическая кинетика, слайд 5
Химические реакции Гомогенные протекают в одной фазе: N 2 3H 2 2NH 3 Гетерогенные протекают на границе раздела фаз: С (к) O 2 CO 2 9.1

Слайд 6

Химическая кинетика, слайд 6
Средняя скорость гомогенной реакции ( υ) равна изменению концентрации вещества в единицу времени: υ A - A 0 τ

Слайд 7

Химическая кинетика, слайд 7
A 0 и A – исходная и конечная концентраци я вещества, моль/л τ - время реакции, с ., мин., ( ) – вещество образуется , (–) – вещество расходуется .

Слайд 8

Химическая кинетика, слайд 8
Кинетические кривые химических реакций время Моль л τ υ С υ - τ С

Слайд 9

Химическая кинетика, слайд 9
Скорость гетерогенной реакции равна изменению количества вещества в единицу времени на единице площади поверхности раздела фаз: υ ν - ν 0 S τ

Слайд 10

Химическая кинетика, слайд 10
где ν 0 и ν – количество вещества в начальный и конечный момент времени, моль S – площадь поверхности раздела фаз, м 2

Слайд 11

Химическая кинетика, слайд 11
Большинство биохимических реакций являются гомо- генными. Они протекают с различной скоростью. Например, химические реакции, лежащие в основе передачи нервного импульса, протекают практически мгновенно.

Слайд 12

Химическая кинетика, слайд 12
Полное обновление костной ткани осуществляется за 4-7 лет . Время обновления белков на половину составляет около 70 дней .

Слайд 13

Химическая кинетика, слайд 13
На скорость химических реакций влияет: а) природа реагирующих веществ, б) их агрегатное состояние,

Слайд 14

Химическая кинетика, слайд 14
в) природа растворителя (если реакция протекает в растворе), г) площадь поверхности реагирующих веществ (для гетерогенных реакций),

Слайд 15

Химическая кинетика, слайд 15
д) концентрация реагирующих веществ, е) давление (для газофазных реакций), ж) температура, з) катализатор.

Слайд 16

Химическая кинетика, слайд 16
Чтобы произошла химическая реакция, необходимо взаимодействие между молекулами реагирующих веществ. Это взаимодействие происходит в форме столкновения молекул.

Слайд 17

Химическая кинетика, слайд 17

Слайд 18

Химическая кинетика, слайд 18
Во всем многообразии столкновений выделяют элементарные стадии процесса.

Слайд 19

Химическая кинетика, слайд 19

Слайд 20

Химическая кинетика, слайд 20
Элементарная стадия – это столкновение молекул реагирующих веществ, приводящее к образованию молекул продуктов.

Слайд 21

Химическая кинетика, слайд 21
Механизм химической реакции – это число и последовательность элементарных стадий процесса.

Слайд 22

Химическая кинетика, слайд 22
Характеристикой механизма является молекулярность элементарных стадий. Молекулярность – это число частиц, участвующих в элементарном превращении.

Слайд 23

Химическая кинетика, слайд 23
Различают: а) мономолекулярные превра-щения: I 2 2I б) бимолекулярные превраще-ния: Н 2 I 2 2HI в) тримолекулярные превра-щения: 2N O O 2 2NO 2

Слайд 24

Химическая кинетика, слайд 24
Молекулярность не может быть больше трех , т.к. вероятность столкновения четырех и более частиц ничтожно мала.

Слайд 25

Химическая кинетика, слайд 25
Химическая реакция является простой, если представляет собой многократное чередование одной элементарной стадии: H 2 I 2 2HI

Слайд 26

Химическая кинетика, слайд 26
Если химическая реакция протекает в несколько стадий, то она является сложной. К наиболее сложным относятся радикальные (цепные) ре-акции, протекающие с участием радикалов.

Слайд 27

Химическая кинетика, слайд 27
Радикал – это атом или группа атомов, имеющие неспаренный электрон. Радикалы образуются в результате термолиза, фотолиза, ОВР.

Слайд 28

Химическая кинетика, слайд 28
H 2 Br 2 2HBr Механизм: стадия инициирования (мономолекулярная) Br : Br 2Br

Слайд 29

Химическая кинетика, слайд 29
2) рост цепи (бимолекулярная стадия): Br H 2 HBr H H Br 2 HBr Br

Слайд 30

Химическая кинетика, слайд 30
3) обрыв цепи (бимолекулярные стадии) 2Br Br 2 2H H 2 H Br HBr

Слайд 31

Химическая кинетика, слайд 31
Радикальные реакции протекают in vivo под действием радикалов ОН , НОО , ROO , О 2 и др.

Слайд 32

Химическая кинетика, слайд 32
Ученые считают, что накопление радикалов во внутриклеточных жидкостях – одна из причин старения.

Слайд 33

Химическая кинетика, слайд 33
Реакция пероксидного окисления липидов, скорость которой резко возрастает даже под воздействием малых доз радиации, приводит к разрушению клеточных мембран, нарушению обмена веществ в клетке, снижению клеточного иммунитета.

Слайд 34

Химическая кинетика, слайд 34
Для снижения скорости пероксидного окисления используется антиоксиданты: витамины А, Е, С, соединения селена.

Слайд 35

Химическая кинетика, слайд 35
9.2 Кинетическими называют уравнения, описывающие влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химических реакций.

Слайд 36

Химическая кинетика, слайд 36
Кинетические уравнения составляют на основе закона действующих масс (Гульдберг и Вааге,1867): скорость химических реакций прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в некоторые показатели степени.

Слайд 37

Химическая кинетика, слайд 37
Математическое выражение ЗДМ для реакции: а А b В c С Р υ k A x B y C z где k – константа скорости, являющаяся фундаментальной кинетической характеристикой реакций.

Слайд 38

Химическая кинетика, слайд 38
k зависит от температуры и природы веществ и не зависти от их концентрации; A , B , C – концентрации реагирующих веществ, моль/л; x , y и z – порядок реакции по веществам. Общий порядок реакции ( n ) равен: n x y z

Слайд 39

Химическая кинетика, слайд 39
Порядок реакции определяется только экспериментально. Он является величиной формальной и может принимать любые значения: положительные, отрицательные, целые , дробные, а также 0.

Слайд 40

Химическая кинетика, слайд 40
Для радикальной реакции H 2 Br 2 2HBr кинетическое уравнение υ k H 2 Br 2 1/2

Слайд 41

Химическая кинетика, слайд 41
Только для простых реакций порядок и молекулярность совпадают: H 2 I 2 2HI υ k H 2 I 2

Слайд 42

Химическая кинетика, слайд 42
Кинетическое описание простых реакций. Реакции нулевого порядка ( n 0) Примеры: фотохимические, каталитические и ферментативные реакции (при высокой концентрации субстрата).

Слайд 43

Химическая кинетика, слайд 43
Условное уравнение : Константа скорости A 0 - A k τ А Р Кинетическое уравнение: k A 0 k

Слайд 44

Химическая кинетика, слайд 44
A Кинетическая кривая реакций нулевого порядка

Слайд 45

Химическая кинетика, слайд 45
Время полуреакции ( τ ) – это время, необходимое для уменьшения концентрации исходного вещества в два раза. A 0 τ 2k

Слайд 46

Химическая кинетика, слайд 46
Реакции первого порядка ( n 1 ) Примеры: каталитические и ферментативные реакции (при низкой концентрации субстрата), радиоактивный распад, выведение лекарственных препаратов из организма человека.

Слайд 47

Химическая кинетика, слайд 47
Условное уравнение : Константа скорости k 1 A 0 A ln А Р Кинетическое уравнение: k A

Слайд 48

Химическая кинетика, слайд 48
Кинетическая кривая реакции первого порядка A

Слайд 49

Химическая кинетика, слайд 49
Время полуреакции : τ ln 2 k

Слайд 50

Химическая кинетика, слайд 50
Период полураспада некоторых радионуклидов I 131 8 дней Sr 90 27 лет Cs 137 26,6 года

Слайд 51

Химическая кинетика, слайд 51
Реакции второго порядка ( n 2) Примеры: гидролиз белков, жиров, углеводов и других биологически активных соединений.

Слайд 52

Химическая кинетика, слайд 52
Условн ые уравнени я: 2 А Р А В Р Кинетические уравнения: k A 2 k A В

Слайд 53

Химическая кинетика, слайд 53
Константа скорости : k 1 A 0 - A A A 0 τ τ 1 1 k A 0 k B 0

Слайд 54

Химическая кинетика, слайд 54
Кинетика сложных реакций 1) обратимые реакции A B k 1 k 2 Кинетическое уравнение: k 1 A – k 2 B

Слайд 55

Химическая кинетика, слайд 55
A B C k 1 k 2 KCl O 3 2) Параллельные реакции KCl O 2 KCl KCl O 4 Кинетическое уравнение: k 1 ( A 0 – B ) k 2 ( A 0 – C )

Слайд 56

Химическая кинетика, слайд 56
Скорость реакции равна скорости ее лимитирующей стадии: k 2 B 3) Последовательные реакции A B C k 1 k 2 быстрая медленная (лимитирующая)

Слайд 57

Химическая кинетика, слайд 57
9.3 На рисунках представлена зависимость скорости химических реакций разных типов от температуры . Боль-шинство реакций T

Слайд 58

Химическая кинетика, слайд 58
T Тримолекулярные реакции

Слайд 59

Химическая кинетика, слайд 59
T Взрывной режим Радикальные реакции

Слайд 60

Химическая кинетика, слайд 60
Ферментативные реакции T

Слайд 61

Химическая кинетика, слайд 61
Для большинства химических реакций выполняется правило Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10 0 скорость реакции возрастает в 2-4 раза.

Слайд 62

Химическая кинетика, слайд 62
T 2 T 1 T 2 – T 1 10 где Т 1 и Т 2 - начальная и конечная температура , - температурный коэффициент реакции 2 4

Слайд 63

Химическая кинетика, слайд 63
Для биохимических реакций 1,5 3 , поэтому при повышении температуры больного до 39,5 0 С скорость биохимических реакций возрастает в 1,13 - 1,39 раза (на 13-19%).

Слайд 64

Химическая кинетика, слайд 64
Значительно точнее зависимость скорости и температуры описывается уравнением Аррениуса: -Е ак /RT 0 e k k 0 e -Е ак /RT

Слайд 65

Химическая кинетика, слайд 65
где 0 и k 0 - коэффициенты пропорциональности, называемые предэкспоненциальными множителями , Е ак - энергия активации , к Дж/моль.

Слайд 66

Химическая кинетика, слайд 66
С точки зрения теории активного комплекса, энергия активации - это энергия образования активного комплекса из реагирующих веществ.

Слайд 67

Химическая кинетика, слайд 67
Энергия активации иначе называется энергетическим барьером химической реакции .

Слайд 68

Химическая кинетика, слайд 68
Активный комплекс - промежуточная частица, в которой старые связи еще не полностью разорвались, а новые - не полностью образовались .

Слайд 69

Химическая кинетика, слайд 69
Схема химической реакции : А В А... В Р А... В - активный комплекс

Слайд 70

Химическая кинетика, слайд 70
Н I Н 2 I 2 2HI Н I AK

Слайд 71

Химическая кинетика, слайд 71
Энергетическая диаграмма экзотермической реакции A B P A B E a к Координата реакции Энергия, к Дж/моль

Слайд 72

Химическая кинетика, слайд 72
Энергетическая диаграмма эндотермической реакции A B P A B E a к Координата реакции Энергия, к Дж/моль

Слайд 73

Химическая кинетика, слайд 73
Энергия активации (Е ак ) зависит от природы реагирующих веществ и не зависит от температуры.

Слайд 74

Химическая кинетика, слайд 74
С повышением температуры в реакционной смеси возрастает доля активных молекул , способных преодолеть энергетический барьер химической реакции, что приводит к увеличению скорости.

Слайд 75

Химическая кинетика, слайд 75
Кроме термических, существуют нетермические способы активации молекул: фотохимические, электрические и радиационные.

Слайд 76

Химическая кинетика, слайд 76
Благодарим за внимание !!!
^ Наверх
X

Благодарим за оценку!

Мы будем признательны, если Вы так же поделитесь этой презентацией со своими друзьями и подписчиками.