Скорость химических реакций

Август 24, 2022

Главная
Физика
Скорость химических реакций

Содержание

2. Раздел химии, изучающий скорости и механизмы химических процессов, называется химической кинетикой. Скорость химической реакции определяется изменением
3. Для гомогенной (однородной) системы средняя скорость химической реакции измеряется количеством веществ, вступивших в реакцию или образующихся
4. Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры и наличия катализатора. 1. Влияние
5. Уравнения, выражающие зависимость скорости химических реакций от концентраций реагентов, называют кинетическими. Коэффициент пропорциональности k называют константой
6. 2. Зависимость скорости реакции от температуры. При повышении температуры скорость реакции, как правило, увеличивается. Эта закономерность
7. Основное влияние температура оказывает на константу скорости реакции. Эта зависимость выражается уравнением Аррениуса: где: k –
8. Реакции, подчиняющиеся уравнениям типа: принято классифицировать по признаку кинетического порядка. Общим или суммарным порядком реакции называют
9. Молекулярностью реакции называется число молекул, участвующих в одном элементарном акте реакции. Если в элементарном акте участвует
10. Реакции I порядка Для реакций I порядка убыль концентрации реагента определяется уравнением: где С – концентрация
11. Кинетические уравнения реакций различного порядка. * при равных исходных концентрациях реагирующих веществ
12. Механизмы протекания химических реакций В соответствии с механизмом различают простые и сложные реакции. Простыми (элементарными) называют
13. Ферментативный катализ Катализатором называется вещество, которое ускоряет реакцию, но само в ходе реакции не расходуется. Реакции,
14. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
15. Необратимыми называют реакции, которые протекают только в одном направлении. BaCl2 + K2SO4 BaSO4↓ + 2KCl Na2CO3
16. Термодинамика равновесных процессов aA + bB ⇄ cC + dD , при T = const и
17. Кинетика равновесных процессов Для гомогенной реакции: aA + bB ⇄ cC + dD, скорость прямой реакции:
19. Скачать презентацию

Слайд 2

Раздел химии, изучающий скорости и механизмы химических процессов, называется химической кинетикой.

Скорость химической реакции определяется изменением количества реагирующего вещества в единицу времени:
Истинная скорость гомогенной реакции, т.е., скорость реакции в данный момент времени, рассчитывается по уравнению:

Слайд 3

Для гомогенной (однородной) системы средняя скорость химической реакции измеряется количеством веществ,

вступивших в реакцию или образующихся в результате реакции за единицу времени в единице объема системы или изменением концентраций реагирующих веществ в единицу времени:

Размерность скорости гомогенной реакции: [моль∙л−1∙с−1].
Для гетерогенной (неоднородной) системы скорость химической реакции измеряется количеством веществ, вступивших в реакцию или образующихся в результате
реакции за единицу времени
на единице поверхности раздела фаз:
Размерность скорости гетерогенной реакции: [моль∙м–2∙с–1].

Слайд 4

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры

и наличия катализатора.

1. Влияние концентраций реагирующих веществ на скорость реакции выражается основным законом химической кинетики или законом действующих масс:
Скорость химической реакции, протекающей при постоянной температуре в гомогенной среде, пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных коэффициентам, стоящим перед формулами этих веществ в уравнении реакции.
aA + bB = cC + dD

Слайд 5

Уравнения, выражающие зависимость скорости химических реакций от концентраций реагентов, называют кинетическими.

Коэффициент пропорциональности k называют константой скорости химической реакции.

Величина k зависит от природы реагирующих веществ, температуры, наличия катализатора и не зависит от концентрации реагирующих веществ. Физический смысл константы скорости реакции заключается в следующем: она численно равна скорости реакции в случае, если концентрации всех реагирующих веществ равны и составляют 1 моль/л.
H2(газ) + I2(газ) ⇄ 2HI(газ)
Если система гетерогенна, то концентрация твердой фазы в кинетическом уравнении учитывается в значении константы скорости (т.е., в явном виде в уравнении не присутствует):
S(тв) + O2(газ) ⇄ SO2(газ)

Слайд 6

2. Зависимость скорости реакции от температуры. При повышении температуры скорость реакции, как правило,

увеличивается. Эта закономерность может быть выражена уравнением: , − скорости реакций при температурах ,

γ − температурный коэффициент скорости реакции (температурный коэффициент Вант-Гоффа), который показывает во сколько раз возрастает скорость данной реакции при повышении температуры на 100.
Для большинства реакций γ = 2-4. В таких случаях выполняется правило Вант-Гоффа:
При повышении температуры на каждые 100 скорость химической реакции возрастает в 2-4 раза.
Для ферментативных процессов, протекающих в биосистемах, γ больше 4 (обычно около 7).

Слайд 7

Основное влияние температура оказывает на константу скорости реакции. Эта зависимость выражается

уравнением Аррениуса:

где: k – константа скорости реакции;
А – частотный фактор, отражающий число столкновений между реагирующими молекулами в единице объема в единицу времени;
R – универсальная газовая постоянная (8,31 Дж⋅моль−1⋅К−1);
T – температура по Кельвину (273 + t0С);
Ea – энергия активации, кДж/моль.
Энергия активации представляет тот избыток энергии, которым должны обладать молекулы взаимодействующих веществ по отношению к средней энергии молекул.
Соотношение констант скоростей при разных
температурах определяется уравнением:
- константы скорости реакции при температурах Т1 и Т2
Ea – энергия активации данной реакции в кДж/моль.

Слайд 8

Реакции, подчиняющиеся уравнениям типа: принято классифицировать по признаку кинетического порядка.
Общим или

суммарным порядком реакции называют сумму всех показателей степеней при концентрациях в выражении закона действующих масс, установленным опытным путем:
n = a + b + c …,
где a, b, с − частные порядки реакции, соответственно по веществам A, B и C.
реакции нулевого порядка: , n = 0;
2) реакции первого порядка: , n = 1;
3) реакции второго порядка:
n = 2;
4) реакции третьего порядка:
n = 3.

Слайд 9

Молекулярностью реакции называется число молекул, участвующих в одном элементарном акте реакции.
Если

в элементарном акте участвует одна молекула, то реакция является мономолекулярной:
CH3N = NCH3 C2H6 + N2.
Если в одном акте в реакцию вступают две молекулы, то реакция является бимолекулярной:
H2 + I2 2HI.
Соответственно при тримолекулярной реакции в одном элементарном акте участвуют три частицы (молекулы):
2NO + O2 2NO2.

Слайд 10

Реакции I порядка
Для реакций I порядка убыль концентрации реагента определяется уравнением:
где

С – концентрация вещества в данный момент времени;
С0 – начальная концентрация вещества;
kI – константа скорости реакции первого порядка;
τ – время.
В логарифмической форме это выражение выглядит так:
Периодом полупревращения (τ1/2) называют время, необходимое для превращения половины первоначального количества вещества.

Слайд 11

Кинетические уравнения реакций различного порядка. * при равных исходных концентрациях реагирующих веществ

Слайд 12

Механизмы протекания химических реакций
В соответствии с механизмом различают простые и сложные

реакции.
Простыми (элементарными) называют Br2 = 2Br
реакции, протекающие в одну стадию.
Сложные реакции протекают в несколько стадий. Подразделяются на:
конкурирующие A + B1 X1
A + B2 X2
последовательные A B C
- сопряженные a) A + B M
b) A + C N
обратимые
цепные H2 + Cl2 2HCl(газ)
Фотохимическими называются реакции, которые протекают только при наличии излучения в широком интервале энергий: от видимого и ультрафиолетового до рентгеновского и γ-лучей.

Слайд 13

Ферментативный катализ
Катализатором называется вещество, которое ускоряет реакцию, но само в ходе

реакции не расходуется.
Реакции, катализируемые ферментами, обычно характеризуются очень сильным ускорением (104 – 105 раз) и высокой специфичностью. Под специфичностью здесь понимают способность ферментов ускорять реакцию только между определенными веществами, называемыми субстратами.
где E, S – фермент и субстрат;
P – продукт реакции;
ES – фермент-субстратный комплекс.
Скорость ферментативного процесса можно
рассчитать по уравнению Михаэлиса-Ментен:
где С(S) – концентрация субстрата;
– максимальная скорость реакции, т. е. скорость, когда весь фермент находится в составе фермент-субстратного комплекса.

Слайд 14

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Слайд 15

Необратимыми называют реакции, которые протекают только в одном направлении. BaCl2 +

K2SO4 BaSO4↓ + 2KCl Na2CO3 + 2HCl 2NaCl + CO2↑ + H2O
Обратимыми называют реакции, которые одновременно протекают в двух противоположных направлениях. N2 + 3H2 ⇄ 2NH3
H2 + I2 ⇄ 2HI
2NO + O2 ⇄ 2NO2

Химические реакции бывают необратимыми и обратимыми.

Слайд 16

Термодинамика равновесных процессов
aA + bB ⇄ cC + dD , при T = const и p = const
Изменение энергии

Гиббса при протекании химической реакции можно определить по формуле:
- изотерма Вант-Гоффа
где c(A), c(B), c(C) и c(D) − текущие концентрации веществ
Химическое равновесие − это динамическое состояние системы, которое характеризуется:
1. Энергетической выгодностью, т.е. минимальным значением и отсутствием изменений энергии Гиббса (G = Gmin, ΔG = 0).
2. Постоянством параметров и функций состояния, в том числе концентраций исходных веществ и продуктов реакции.
Поскольку в состоянии химического равновесия ΔG = 0, можем записать:
или или
Если << 0, то К >> 1 и равновесие устанавливается при практически полном стехиометрическом израсходовании исходных веществ.
Если >> 0, то К << 1 и исходные вещества практически не взаимодействуют друг с другом.

Слайд 17

Кинетика равновесных процессов
Для гомогенной реакции: aA + bB ⇄ cC + dD,
скорость прямой реакции:
скорость

обратной реакции:
В состоянии химического равновесия мы имеем:
или
- для реакций, протекающих между газами
1. Численное значение константы равновесия зависит от природы реагирующих веществ и от температуры, но не зависит от концентраций реагентов (парциальных давлений для газофазных реакций).
2. Катализатор не влияет на величину константы равновесия. Присутствие катализатора в системе лишь приближает момент наступления равновесия.
3. Численное значение константы равновесия при стандартных условиях можно найти из термодинамических данных, не проводя химических экспериментов. Действительно, по уравнению:
или
4. Величина K никогда не бывает равной нулю или бесконечности, т.е., для любой реакции выход отличается от нуля, хотя положение равновесия может быть сильно сдвинуто в любую сторону.

Скорость химических реакций

Содержание

Раздел химии, изучающий скорости и механизмы химических процессов, называется химической кинетикой.

Для гомогенной (однородной) системы средняя скорость химической реакции измеряется количеством веществ,

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры

Уравнения, выражающие зависимость скорости химических реакций от концентраций реагентов, называют кинетическими.

2. Зависимость скорости реакции от температуры. При повышении температуры скорость реакции, как правило,

Основное влияние температура оказывает на константу скорости реакции. Эта зависимость выражается

Реакции, подчиняющиеся уравнениям типа: принято классифицировать по признаку кинетического порядка. Общим или

Молекулярностью реакции называется число молекул, участвующих в одном элементарном акте реакции.Если

Реакции I порядкаДля реакций I порядка убыль концентрации реагента определяется уравнением:где

Кинетические уравнения реакций различного порядка. * при равных исходных концентрациях реагирующих веществ

Механизмы протекания химических реакцийВ соответствии с механизмом различают простые и сложные

Ферментативный катализКатализатором называется вещество, которое ускоряет реакцию, но само в ходе