Презентация - Химическая кинетика


Химическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетикаХимическая кинетика
На весь экран

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1

Лекция 9 Химическая кинетика

Слайд 2

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

Слайд 3

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

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

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

Средняя скорость гомогенной реакции ( υ) равна изменению концентрации вещества в единицу времени: υ A - A 0 τ

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

Кинетические кривые химических реакций время Моль л τ υ С υ - τ С

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

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

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

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

Слайд 13

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

Слайд 14

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

Слайд 15

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

Слайд 16

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

Слайд 17

Слайд 18

Во всем многообразии столкновений выделяют элементарные стадии процесса.

Слайд 19

Слайд 20

Элементарная стадия – это столкновение молекул реагирующих веществ, приводящее к образованию молекул продуктов.

Слайд 21

Механизм химической реакции – это число и последовательность элементарных стадий процесса.

Слайд 22

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

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

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

Слайд 25

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

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

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

Слайд 28

H 2 Br 2 2HBr Механизм: стадия инициирования (мономолекулярная) Br : Br 2Br

Слайд 29

2) рост цепи (бимолекулярная стадия): Br H 2 HBr H H Br 2 HBr Br

Слайд 30

3) обрыв цепи (бимолекулярные стадии) 2Br Br 2 2H H 2 H Br HBr

Слайд 31

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

Слайд 32

Ученые считают, что накопление радикалов во внутриклеточных жидкостях – одна из причин старения.

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

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

Слайд 35

9.2 Кинетическими называют уравнения, описывающие влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химических реакций.

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

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

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

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

Слайд 40

Для радикальной реакции H 2 Br 2 2HBr кинетическое уравнение υ k H 2 Br 2 1/2

Слайд 41

Только для простых реакций порядок и молекулярность совпадают: H 2 I 2 2HI υ k H 2 I 2

Слайд 42

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

Слайд 43

Условное уравнение : Константа скорости A 0 - A k τ А Р Кинетическое уравнение: k A 0 k

Слайд 44

A Кинетическая кривая реакций нулевого порядка

Слайд 45

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

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

Условное уравнение : Константа скорости k 1 A 0 A ln А Р Кинетическое уравнение: k A

Слайд 48

Кинетическая кривая реакции первого порядка A

Слайд 49

Время полуреакции : τ ln 2 k

Слайд 50

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

Слайд 51

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

Слайд 52

Условн ые уравнени я: 2 А Р А В Р Кинетические уравнения: k A 2 k A В

Слайд 53

Константа скорости : k 1 A 0 - A A A 0 τ τ 1 1 k A 0 k B 0

Слайд 54

Кинетика сложных реакций 1) обратимые реакции A B k 1 k 2 Кинетическое уравнение: k 1 A – k 2 B

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

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

9.3 На рисунках представлена зависимость скорости химических реакций разных типов от температуры . Боль-шинство реакций T

Слайд 58

T Тримолекулярные реакции

Слайд 59

T Взрывной режим Радикальные реакции

Слайд 60

Ферментативные реакции T

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

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

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

Значительно точнее зависимость скорости и температуры описывается уравнением Аррениуса: -Е ак /RT 0 e k k 0 e -Е ак /RT

Слайд 65

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

Слайд 66

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

Слайд 67

Энергия активации иначе называется энергетическим барьером химической реакции .

Слайд 68

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

Слайд 69

Схема химической реакции : А В А... В Р А... В - активный комплекс

Слайд 70

Н I Н 2 I 2 2HI Н I AK

Слайд 71

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

Слайд 72

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

Слайд 73

Энергия активации (Е ак ) зависит от природы реагирующих веществ и не зависит от температуры.

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

Кроме термических, существуют нетермические способы активации молекул: фотохимические, электрические и радиационные.

Слайд 76

Благодарим за внимание !!!