Что такое findslide.org?

FindSlide.org - это сайт презентаций, докладов, шаблонов в формате PowerPoint.


Для правообладателей

Обратная связь

Email: Нажмите что бы посмотреть 

Яндекс.Метрика

Презентация на тему Химическая кинетика. Лекция 9

Содержание

Химическая кинетика - то раздел химии, изучающий скорость и механизм химических реакций.
Лекция 9Химическая кинетика Химическая кинетика - то раздел химии, изучающий скорость и механизм химических реакций. Кинетический метод исследования, наряду с термодинамическим и квантово-механическим, широко применяется в современном естествознании. 9.1 Понятие о скорости и механизме химических реакций.9.2 Влияние концентрации реагирующих веществ Химические реакцииГомогенныепротекают в одной фазе:N2 + 3H2  2NH3Гетерогенныепротекают на границе раздела фаз:С(к) + O2→ CO29.1 Средняя скорость гомогенной реакции (υ) равна изменению концентрации вещества в единицу времени: υ [A]0_ и [A] – исходная и конечная концентрация вещества, моль/лτ - Кинетические кривые химических реакцийвремяМольлτυ = +∆Сυ = -τ∆С Скорость гетерогенной реакции равна изменению количества вещества в единицу времени на единице где ν0 и ν – количество вещества в начальный и конечный момент Большинство биохимических реакций являются гомо- генными. Они протекают с различной скоростью. Например, Полное обновление костной ткани осуществляется за 4-7 лет. Время обновления белков на На скорость химических реакций влияет:а) природа реагирующих веществ,б) их агрегатное состояние, в) природа растворителя (если реакция протекает в растворе),г) площадь поверхности реагирующих веществ (для гетерогенных реакций), д) концентрация реагирующих веществ,е) давление (для газофазных реакций),ж) температура,з) катализатор. Чтобы произошла химическая реакция, необходимо взаимодействие между молекулами реагирующих веществ.  Это Во всем многообразии столкновений выделяют элементарные стадии процесса. Элементарная стадия – это столкновение молекул реагирующих веществ, приводящее к образованию молекул продуктов. Механизм химической реакции – это число и последовательность элементарных стадий процесса. Характеристикой механизма является молекулярность элементарных стадий.Молекулярность – это число частиц, участвующих в элементарном превращении. Различают: а) мономолекулярные превра-щения:    I2 → 2Iб) бимолекулярные превраще-ния: Молекулярность не может быть больше трех, т.к. вероятность столкновения четырех и более частиц ничтожно мала. Химическая реакция является простой, если представляет собой многократное чередование одной элементарной стадии: Если химическая реакция протекает в несколько стадий, то она является сложной. К Радикал – это атом или группа атомов, имеющие неспаренный электрон. Радикалы образуются H2 + Br2 → 2HBrМеханизм:   стадия инициирования (мономолекулярная) 2) рост цепи (бимолекулярная стадия):Br + H : H → HBr + 3) обрыв цепи (бимолекулярные стадии)2Br → Br22H → H2H + Br → HBr ●●●● Радикальные реакции протекают in vivo под действием радикалов ОН●, НОО●, ROO●, О2 ● и др. Ученые считают, что накопление радикалов во внутриклеточных жидкостях – одна из причин старения. Реакция пероксидного окисления липидов, скорость которой резко возрастает даже под воздействием малых Для снижения скорости пероксидного окисления используется антиоксиданты: витамины А, Е, С, соединения селена. 9.2 Уравнения, описывающие влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химических реакций, называются кинетическими уравнениями. Кинетические уравнения составляют на основе закона действующих масс (Гульдберг и Вааге,1867): скорость Математическое выражение ЗДМ для реакции:аА + bВ + cС → Рυ = k зависит от температуры и природы веществ и не зависти от их Порядок реакции определяется только экспериментально. Он является величиной формальной и может принимать Для радикальной реакции H2 + Br2 → 2HBr кинетическое уравнение υ = k[H2][Br2]1/2 Только для простых реакций порядок и молекулярность совпадают:H2 + I2 → 2HIυ = k [H2][I2] Кинетическое описание простых реакций.Реакции нулевого порядка (n=0)Примеры: фотохимические, каталитические и ферментативные реакции (при высокой концентрации субстрата). Условное уравнение:Константаскорости         [A]0 - [A]Кинетическая кривая реакций нулевого порядкаυ Время полуреакции (τ ½) –это время, необходимое для уменьшения концентрации исходного вещества Реакции первого порядка (n=1)Примеры: каталитические и ферментативные реакции (при низкой концентрации субстрата), Условное уравнение:Константаскорости         k = Кинетическая кривая реакции первого порядка[A]υ Время полуреакции:τ ½ =ℓn 2k Период полураспада некоторых радионуклидовI131    =  8 дней	Sr90 Реакции второго порядка (n=2)Примеры: гидролиз белков, жиров, углеводов и других биологически активных соединений. Условные уравнения:2 А → РА + В → РКинетические уравнения:υ = k Константа скорости:k =1τ[A]0 -[A]× [A][A]0τ ½=τ ½=11k[A]0k[B]0 Кинетика сложных реакций1) обратимые реакцииA      B k1k2Кинетическое ABCk1k2KClO32) Параллельные реакцииKCl + O2KCl + KClO4Кинетическое уравнение:υ = k1 ([A]0 – Скорость реакции равна скорости ее лимитирующей стадии:  υ = k2 [B]3) 9.3 На рисунках представлена зависимость скорости химических реакций разных типов от температуры. Боль-шинство реакцийTυ υT Тримолекулярные реакции υTВзрывной режим Радикальные реакции Ферментативные реакцииυT600C Для большинства химических реакций выполняется правило Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые υT2=υT1γT2 – T110где Т1 и Т2 - начальная и конечная температура,- температурный Для биохимических реакций 1,5 < γ < 3, поэтому при повышении температуры Значительно точнее зависимость скорости и температуры описывается уравнением Аррениуса: -Еак/RTυ = υ 0ek = k0e-Еак/RT где υ0 и k0 - коэффициенты пропорциональности, называемые предэкспоненциальными множителями,Еак - энергия активации, кДж/моль. С точки зрения теории активного комплекса, энергия активации - это энергия образования Энергия активации иначе называется энергетическим барьером химической реакции. Активный комплекс- промежуточная частица, в которой старые связи еще не полностью разорвались, Схема химической реакции :А + В   А...В   РА...В - активный комплекс Энергетическая диаграмма экзотермической реакцииA … BPA+BEaкКоордината реакцииЭнергия, кДж/моль Энергетическая диаграмма эндотермической реакцииA … BPA+BEaкКоордината реакцииЭнергия, кДж/моль Энергия активации (Еак) зависит от природы реагирующих веществ и не зависит от температуры. С повышением температуры в реакционной смеси возрастает доля активных молекул, способных преодолеть Кроме термических, существуют нетермические способы активации молекул: фотохимические, электрические и радиационные. Благодарим за  внимание !!!
Слайды презентации

Слайд 2 Химическая кинетика - то раздел химии, изучающий скорость

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

и механизм химических реакций.


Слайд 3 Кинетический метод исследования, наряду с термодинамическим и квантово-механическим,

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

широко применяется в современном естествознании.



Слайд 4 9.1 Понятие о скорости и механизме химических реакций.
9.2

9.1 Понятие о скорости и механизме химических реакций.9.2 Влияние концентрации реагирующих

Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химических реакций.
9.3

Влияние температуры на скорость химических реакций.

План


Слайд 5 Химические реакции

Гомогенные
протекают в одной фазе:

N2 + 3H2

Химические реакцииГомогенныепротекают в одной фазе:N2 + 3H2 2NH3Гетерогенныепротекают на границе раздела фаз:С(к) + O2→ CO29.1

2NH3
Гетерогенные
протекают на границе раздела фаз:
С(к) + O2→ CO2
9.1


Слайд 6 Средняя скорость гомогенной реакции (υ) равна изменению концентрации

Средняя скорость гомогенной реакции (υ) равна изменению концентрации вещества в единицу

вещества в единицу времени:
 
υ =
[A] - [A]0

τ


Слайд 7 [A]0_ и [A] – исходная и конечная

[A]0_ и [A] – исходная и конечная концентрация вещества, моль/лτ

концентрация 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

Кинетические кривые химических реакцийвремяМольлτυ = +∆Сυ = -τ∆С

Слайд 9 Скорость гетерогенной реакции равна изменению количества вещества в

Скорость гетерогенной реакции равна изменению количества вещества в единицу времени на

единицу времени на единице площади поверхности раздела фаз:

υ =
ν

- ν0
S ×τ

Слайд 10 где ν0 и ν – количество вещества в

где ν0 и ν – количество вещества в начальный и конечный

начальный и конечный момент времени, моль
S – площадь поверхности

раздела фаз, м2

Слайд 11 Большинство биохимических реакций являются гомо- генными. Они протекают

Большинство биохимических реакций являются гомо- генными. Они протекают с различной скоростью.

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.

Полное обновление костной ткани осуществляется за 4-7 лет. Время обновления белков

Время обновления белков на половину составляет около 70 дней.


Слайд 13 На скорость химических реакций влияет:
а) природа реагирующих веществ,
б)

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

их агрегатное состояние,


Слайд 14 в) природа растворителя (если реакция протекает в растворе),
г)

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

площадь поверхности реагирующих веществ (для гетерогенных реакций),


Слайд 15 д) концентрация реагирующих веществ,
е) давление (для газофазных реакций),
ж)

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

температура,
з) катализатор.



Слайд 16 Чтобы произошла химическая реакция, необходимо взаимодействие между молекулами

Чтобы произошла химическая реакция, необходимо взаимодействие между молекулами реагирующих веществ. Это

реагирующих веществ. Это взаимодействие происходит в форме столкновения

молекул.

Слайд 18 Во всем многообразии столкновений выделяют элементарные стадии процесса.

Во всем многообразии столкновений выделяют элементарные стадии процесса.

Слайд 20 Элементарная стадия – это столкновение молекул реагирующих веществ,

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

приводящее к образованию молекул продуктов.


Слайд 21 Механизм химической реакции – это число и последовательность

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

элементарных стадий процесса.


Слайд 22 Характеристикой механизма является молекулярность элементарных стадий.
Молекулярность – это

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

число частиц, участвующих в элементарном превращении.


Слайд 23 Различают:
а) мономолекулярные превра-щения: I2

Различают: а) мономолекулярные превра-щения:  I2 → 2Iб) бимолекулярные превраще-ния:

→ 2I
б) бимолекулярные превраще-ния:

Н2 + I2 → 2HI
в) тримолекулярные превра-щения: 2NO + O2 → 2NO2



Слайд 24 Молекулярность не может быть больше трех, т.к. вероятность

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

столкновения четырех и более частиц ничтожно мала.


Слайд 25 Химическая реакция является простой, если представляет собой многократное

Химическая реакция является простой, если представляет собой многократное чередование одной элементарной

чередование одной элементарной стадии:
H2 + I2 → 2HI


Слайд 26 Если химическая реакция протекает в несколько стадий, то

Если химическая реакция протекает в несколько стадий, то она является сложной.

она является сложной. К наиболее сложным относятся радикальные (цепные)

ре-акции, протекающие с участием радикалов.


Слайд 27 Радикал – это атом или группа атомов, имеющие

Радикал – это атом или группа атомов, имеющие неспаренный электрон. Радикалы

неспаренный электрон. Радикалы образуются в результате термолиза, фотолиза, ОВР.


Слайд 28 H2 + Br2 → 2HBr
Механизм:
стадия

H2 + Br2 → 2HBrМеханизм:  стадия инициирования (мономолекулярная)   Br : Br → 2Br·

инициирования (мономолекулярная)
Br :

Br → 2Br

·



Слайд 29 2) рост цепи (бимолекулярная стадия):

Br + H :

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

H → HBr + H

H + Br : Br→

HBr + Br









Слайд 30 3) обрыв цепи (бимолекулярные стадии)
2Br → Br2

2H →

3) обрыв цепи (бимолекулярные стадии)2Br → Br22H → H2H + Br → HBr ●●●●

H2

H + Br → HBr







Слайд 31 Радикальные реакции протекают in vivo под действием

Радикальные реакции протекают in vivo под действием радикалов ОН●, НОО●, ROO●, О2 ● и др.

радикалов ОН●, НОО●, ROO●,
О2 ● и др.


Слайд 32 Ученые считают, что накопление радикалов во внутриклеточных жидкостях

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

– одна из причин старения.


Слайд 33 Реакция пероксидного окисления липидов, скорость которой резко возрастает

Реакция пероксидного окисления липидов, скорость которой резко возрастает даже под воздействием

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

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

А, Е, С, соединения селена.



Слайд 35 9.2 Уравнения, описывающие влияние концентрации реагирующих веществ на

9.2 Уравнения, описывающие влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химических реакций, называются кинетическими уравнениями.

скорость химических реакций, называются кинетическими уравнениями.


Слайд 36 Кинетические уравнения составляют на основе закона действующих масс

Кинетические уравнения составляют на основе закона действующих масс (Гульдберг и Вааге,1867):

(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:
аА + bВ +

Математическое выражение ЗДМ для реакции:аА + bВ + cС → Рυ

cС → 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

k зависит от температуры и природы веществ и не зависти от

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

Порядок реакции определяется только экспериментально. Он является величиной формальной и может

формальной и может принимать любые значения: положительные, отрицательные, целые

, дробные, а также 0.




Слайд 40 Для радикальной реакции
H2 + Br2 → 2HBr

Для радикальной реакции H2 + Br2 → 2HBr кинетическое уравнение υ = k[H2][Br2]1/2


кинетическое уравнение υ = k[H2][Br2]1/2


Слайд 41 Только для простых реакций порядок и молекулярность совпадают:
H2

Только для простых реакций порядок и молекулярность совпадают:H2 + I2 → 2HIυ = k [H2][I2]

+ I2 → 2HI

υ = k [H2][I2]


Слайд 42 Кинетическое описание простых реакций.
Реакции нулевого порядка (n=0)
Примеры: фотохимические,

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

каталитические и ферментативные реакции (при высокой концентрации субстрата).


Слайд 43 Условное уравнение:
Константа
скорости

Условное уравнение:Константаскорости     [A]0 - [A]k =

[A]0 - [A]
k =

τ

А → Р

Кинетическое уравнение:

υ = k [A]0= k


Слайд 44 [A]
Кинетическая кривая реакций нулевого порядка

υ

[A]Кинетическая кривая реакций нулевого порядкаυ

Слайд 45 Время полуреакции (τ ½) –это время, необходимое для

Время полуреакции (τ ½) –это время, необходимое для уменьшения концентрации исходного

уменьшения концентрации исходного вещества в два раза.

[A]0
τ ½ =
2k

Слайд 46 Реакции первого порядка (n=1)
Примеры: каталитические и ферментативные реакции

Реакции первого порядка (n=1)Примеры: каталитические и ферментативные реакции (при низкой концентрации

(при низкой концентрации субстрата), радиоактивный распад, выведение лекарственных препаратов

из организма человека.

Слайд 47 Условное уравнение:
Константа
скорости

Условное уравнение:Константаскорости     k =


k =




1

τ

[A]0

[A]

ℓn

А → Р

Кинетическое уравнение:

υ = k [A]


Слайд 48 Кинетическая кривая реакции первого порядка
[A]
υ

Кинетическая кривая реакции первого порядка[A]υ

Слайд 49 Время полуреакции:
τ ½ =
ℓn 2
k

Время полуреакции:τ ½ =ℓn 2k

Слайд 50 Период полураспада некоторых радионуклидов
I131 =

Период полураспада некоторых радионуклидовI131  = 8 дней	Sr90  = 27 лет	Cs137 = 26,6 года

8 дней
Sr90 = 27 лет
Cs137

= 26,6 года

Слайд 51 Реакции второго порядка (n=2)
Примеры: гидролиз белков, жиров, углеводов

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

и других биологически активных соединений.


Слайд 52 Условные уравнения:
2 А → Р
А + В →

Условные уравнения:2 А → РА + В → РКинетические уравнения:υ =

Р
Кинетические уравнения:
υ = k [A]2
υ = k [A]

[В]

Слайд 53 Константа скорости:
k =
1
τ
[A]0 -
[A]
× [A]
[A]0
τ ½=
τ ½=
1
1
k[A]0
k[B]0

Константа скорости:k =1τ[A]0 -[A]× [A][A]0τ ½=τ ½=11k[A]0k[B]0

Слайд 54 Кинетика сложных реакций

1) обратимые реакции

A

Кинетика сложных реакций1) обратимые реакцииA   B k1k2Кинетическое уравнение: υ = k1[A] – k2[B]

B

k1
k2
Кинетическое уравнение:
υ = k1[A] –

k2[B]

Слайд 55
A
B
C
k1
k2
KClO3
2) Параллельные реакции
KCl + O2



KCl + KClO4
Кинетическое уравнение:
υ

ABCk1k2KClO32) Параллельные реакцииKCl + O2KCl + KClO4Кинетическое уравнение:υ = k1 ([A]0

= k1 ([A]0 – [B]) + k2 ([A]0 –

[C])

Слайд 56
Скорость реакции равна скорости ее лимитирующей стадии:

Скорость реакции равна скорости ее лимитирующей стадии: υ = k2 [B]3)

υ = k2 [B]
3) Последовательные реакции
A B

C

k1

k2

быстрая

медленная
(лимитирующая)




Слайд 57 9.3 На рисунках представлена зависимость скорости химических реакций

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

разных типов от температуры.

Боль-шинство реакций
T
υ


Слайд 58 υ
T

Тримолекулярные реакции

υT Тримолекулярные реакции

Слайд 59 υ
T

Взрывной режим
Радикальные реакции

υTВзрывной режим Радикальные реакции

Слайд 60

Ферментативные реакции
υ
T
600C

Ферментативные реакцииυT600C

Слайд 61 Для большинства химических реакций выполняется правило Вант-Гоффа: при

Для большинства химических реакций выполняется правило Вант-Гоффа: при повышении температуры на

повышении температуры на каждые 100 скорость реакции возрастает в

2-4 раза.

Слайд 62
υT
2
=
υT
1
γ
T2 – T1
10
где Т1 и Т2 - начальная

υT2=υT1γT2 – T110где Т1 и Т2 - начальная и конечная температура,-

и конечная температура,
- температурный коэффициент реакции
2 < γ

< 4


Слайд 63 Для биохимических реакций
1,5 < γ < 3,

Для биохимических реакций 1,5 < γ < 3, поэтому при повышении


поэтому при повышении температуры больного до 39,50С скорость биохимических

реакций возрастает в 1,13 - 1,39 раза (на 13-19%).



Слайд 64 Значительно точнее зависимость скорости и температуры описывается уравнением

Значительно точнее зависимость скорости и температуры описывается уравнением Аррениуса: -Еак/RTυ = υ 0ek = k0e-Еак/RT

Аррениуса:


-Еак/RT

υ = υ 0e
k = k0e
-Еак/RT


Слайд 65 где υ0 и k0 - коэффициенты пропорциональности, называемые

где υ0 и k0 - коэффициенты пропорциональности, называемые предэкспоненциальными множителями,Еак - энергия активации, кДж/моль.

предэкспоненциальными множителями,

Еак - энергия активации, кДж/моль.


Слайд 66 С точки зрения теории активного комплекса, энергия активации

С точки зрения теории активного комплекса, энергия активации - это энергия

- это энергия образования активного комплекса из реагирующих веществ.



Слайд 67 Энергия активации иначе называется энергетическим барьером химической реакции.

Энергия активации иначе называется энергетическим барьером химической реакции.

Слайд 68 Активный комплекс
- промежуточная частица, в которой старые связи

Активный комплекс- промежуточная частица, в которой старые связи еще не полностью

еще не полностью разорвались, а новые - не полностью

образовались.


Слайд 69 Схема химической реакции :
А + В

Схема химической реакции :А + В  А...В  РА...В - активный комплекс

А...В Р
А...В - активный комплекс



Слайд 70

Н

Н I
Н2 + I2 ⮀ → 2HI
Н I

AK


Слайд 71 Энергетическая диаграмма экзотермической реакции
A … B
P
A+B
Eaк
Координата реакции
Энергия, кДж/моль

Энергетическая диаграмма экзотермической реакцииA … BPA+BEaкКоордината реакцииЭнергия, кДж/моль

Слайд 72 Энергетическая диаграмма эндотермической реакции
A … B
P
A+B
Eaк
Координата реакции
Энергия, кДж/моль

Энергетическая диаграмма эндотермической реакцииA … BPA+BEaкКоордината реакцииЭнергия, кДж/моль

Слайд 73 Энергия активации (Еак) зависит от природы реагирующих веществ

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

и не зависит от температуры.


Слайд 74 С повышением температуры в реакционной смеси возрастает доля

С повышением температуры в реакционной смеси возрастает доля активных молекул, способных

активных молекул, способных преодолеть энергетический барьер химической реакции, что

приводит к увеличению ее скорости.

Слайд 75 Кроме термических, существуют нетермические способы активации молекул: фотохимические,

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

электрические и радиационные.


  • Имя файла: himicheskaya-kinetika-lektsiya-9.pptx
  • Количество просмотров: 148
  • Количество скачиваний: 0
Следующая - Dialogue