Химическая Кинетика

Содержание

Слайд 2

Основные типы процессов протекания химических реакций в реакторе Порядок и молекулярность

Основные типы процессов протекания химических реакций в реакторе
Порядок и молекулярность реакции
Элементы

формальной кинетики
Простая реакция первого порядка
Простая реакция второго порядка

План

Слайд 3

Две параллельные реакции простого порядка Последовательные реакции Обратимые реакции первого порядка

Две параллельные реакции простого порядка
Последовательные реакции
Обратимые реакции первого порядка
Зависимость скорости от

температуры
Энергия активации

План

Слайд 4

Химическая кинетика — наука о скоростях химических реак­ций. Химическая кинетика изучает

Химическая кинетика — наука о скоростях химических реак­ций. Химическая кинетика изучает

законы протекания химичес­ких реакций во времени, механизмы протекания химических ре­акций, влияние различных условий на скорость химических ре­акций.

Основные типы процессов протекания химических реакций в реакторе

Слайд 5

На скорость химической реакции оказывают влияние все усло­вия ее протекания: природа

На скорость химической реакции оказывают влияние все усло­вия ее протекания: природа

реагирующих веществ, их фазовое состояние, текущие концентрации исходных веществ и продук­тов реакции, присутствие и концентрации посторонних веществ, температура, давление, радиация, длительность предшествующе­го протекания процесса и др.

Основные типы процессов протекания химических реакций в реакторе

Слайд 6

Химические процессы обычно осуществляются двумя способами: , 1) статическим — в

Химические процессы обычно осуществляются двумя способами: , 1) статическим — в

замкнутых закрытых реакторах при посто­янном объеме (рис. 6.1, а). При проведении реакции в этих условиях основными параметрами, влияющими на ход реакции, являются температура, начальные концентрации реагентов, константа ско­рости химической реакции к и продолжительность процесса;
2) динамическим — в проточных или так называемых открытых реакторах, когда поток реагирующих веществ протекает при по­стоянном давлении через реакционное пространство (рис. 6.1, б).

Основные типы процессов протекания химических реакций в реакторе

Слайд 7

Осуществление химических реакций в открытых условиях а – в реакторе смешения; б – в реакторе вытеснения

Осуществление химических реакций в открытых условиях а – в реакторе смешения; б

– в реакторе вытеснения
Слайд 8

Основные типы реакторов для проведения процессов в замкнутом объеме: а –

Основные типы реакторов для проведения процессов в замкнутом объеме: а –

реактор с мешалкой; б – проточно-циркуляционный аппарат; в – барботажная колонна
Слайд 9

Основные типы проточных аппаратов смешения: а — реактор смешения; б— проточно-циркуляционный

Основные типы проточных аппаратов смешения: а — реактор смешения; б— проточно-циркуляционный аппарат;

в — барботаж- ная колонна; г— каскад реакторов смешения (прямоточный); д— тарельчатая противоточная колонна; е — горизонтальный секционированный аппарат с мешалками; ж — каскад реакторов смешения (противоточный); /, II— потоки
Слайд 10

Закономерности кинетики химических процес­сов существенно зависят от фазового состава системы. Поэтому

Закономерности кинетики химических процес­сов существенно зависят от фазового состава системы. Поэтому

различают:
химические процессы, протекающие в однородной среде, т.е. в пределах одной (жидкой, газообразной) фазы. Они называются го­могенными. Здесь сферой реакции является весь объем системы;
химические процессы, протекающие в многофазных системах. Они называются гетерогенными (реже применяется термин «гете- рофазные»), В этих случаях сферой реакции обычно является по­верхность (граница) раздела фаз.

Основные типы процессов протекания химических реакций в реакторе

Слайд 11

Основные типы процессов протекания химических реакций в реакторе

 

Основные типы процессов протекания химических реакций в реакторе

Слайд 12

Основным законом химической кинетики является закон дей­ствующих масс Гульдберга и Вааге

Основным законом химической кинетики является закон дей­ствующих масс Гульдберга и Вааге

(1867 г.): скорость элементар­ной химической реакции, протекающей при постоянной темпе­ратуре в гомогенной среде, пропорциональна произведению кон­центраций реагирующих веществ в степени их стехиометрических коэффициентов.
Для реакции, идущей в одну стадию, можно записать формулу в общем виде:
пА + тВ→ рС + qD;
и = к[А]"[В]т,
где п, т, р и q — соответствующие стехиометрические коэффи­циенты.

Порядок и молекулярность реакции

Слайд 13

Константа скорости химической реакции к зависит от темпера­туры и природы реагирующих

Константа скорости химической реакции к зависит от темпера­туры и природы реагирующих

веществ, но не зависит от их кон­центрации, поэтому ее иногда называют удельной скоростью.
Число молекул, вступающих в элементарный акт химического взаимодействия, происходящего в результате их одноразового стол­кновения, называется молекулярностью химической реакции.

Порядок и молекулярность реакции

Слайд 14

Для нахождения молекулярности реакции часто достаточно знать коэффициенты в уравнении процесса.

Для нахождения молекулярности реакции часто достаточно знать коэффициенты в уравнении процесса.

Однако сам процесс может складываться из различных элементарных актов, происходящих по­следовательно или параллельно. В этом случае уравнение химической реакции отражает лишь суммарный эффект этих взаимодействий.
Например, из уравнения
А + 2В = АВ2
следует, что поскольку в реакции участвуют три молекулы реа­гента, она является тримолекулярной.
В действительности же может оказаться, что образование про­дукта идет по стадиям, т.е. состоит из последовательных элемен­тарных актов.
Например:
А + В = АВ стадия (1)
и
А + В = АВ2 стадия (2)
Каждая из стадий является, очевидно, бимолекулярной, при­чем скорость химической реакции определяется скоростью наи­более медленной стадии. Иными словами, самая медленная ста­дия лимитирует скорость протекания всего процесса.

Порядок и молекулярность реакции

Слайд 15

Таким образом, приведенная реакция А + 2В = АВ2 является не

Таким образом, приведенная реакция А + 2В = АВ2 является не

тримолекулярной, а бимолекулярной. Как бимолекулярная реакция, так и тримолекулярная могут протекать по стадиям, молекулярность которых может быть различна. В качестве примера можно привести процесс разложения оксида азота (V), описываемый уравнением
2N205 = 4N02 + 02

Порядок и молекулярность реакции

Слайд 16

Эта реакция осуществляется в две стадии: N205 = N203 + 02

Эта реакция осуществляется в две стадии:
N205 = N203 + 02
N203 +

N205 = 4N02
Первая стадия — мономолекулярная, а вторая — бимолекуляр­ная. Для подобных реакций лимитирующей стадией, как правило, является мономолекулярная:
АВ→ А + В
за которой следует быстрая реакция А или В со вторым реагентом: А + С→ АС или В + С → ВС

Порядок и молекулярность реакции

Слайд 17

Основное уравнение химической кинетики — закон действу­ющих масс — дает возможность

Основное уравнение химической кинетики — закон действу­ющих масс — дает возможность

математического описания ки­нетики различных процессов без непосредственного рассмот­рения их химической природы и механизма. Раздел химической кинетики, посвященный этой задаче, называется формальной кинетикой.
Элементарные реакции бывают реакциями первого порядка, например внутримолекулярные перегруппировки или реакции раз­ложения, а чаще всего — реакциями второго порядка, когда мо­лекулярное взаимодействие между двумя частицами прямо при­водит к образованию продукта. Большинство химических реакций можно представить как те или иные комбинации элементарных реакций. Обычно различают параллельные, последовательные и обратимые реакции. Существуют и более сложные реакции, соче­тающие в себе два или все три названных типа, например после­довательно-параллельная реакция.

Элементы формальной кинетики

Слайд 18

Реакция первого порядка может быть записана в общем виде: аA→продукты Примером

Реакция первого порядка может быть записана в общем виде:
         аA→продукты
Примером такой

реакции может служить реакция разложения диметилового эфира:
        CH3OCH3→ CH4 + H2 + CO

Простая реакция первого порядка

Слайд 19

Рис. 6.6. Изменение во времени концентрации A и P в реакции первого порядка A→P

Рис. 6.6. Изменение во времени концентрации A и P в реакции

первого порядка A→P
Слайд 20

Простая реакция второго порядка может протекать по двум кинетическим схемам: 2A

Простая реакция второго порядка может протекать по двум кинетическим схемам:
2A →

P
и
А1 + А2→P.
В случае протекания реакции по первой схеме 2А → Р уравне­ние скорости имеет вид:
d[A]/dt = -к[А]2

Простая реакция второго порядка

Слайд 21

d[A]/dt = -к[А]2 Интегрирование этого уравнения приводит к выражению: 1 /[А]

d[A]/dt = -к[А]2
Интегрирование этого уравнения приводит к выражению:
1 /[А] - 1/[A]0

= 2kt. (6.3)
Это уравнение является линейным в координатах 1 /[А] ~ t . По тангенсу угла а наклона соответствующих прямых можно определить величину k.

Простая реакция второго порядка

Слайд 22

Константу скорости можно вычислить, подставляя экспери­ментальные значения [А] при разных значениях

Константу скорости можно вычислить, подставляя экспери­ментальные значения [А] при разных значениях

времени t в пре­образованное уравнение:
к=([А]0-[А])/(2[А]0[А]х),
имея в виду, что к постоянна.

Простая реакция второго порядка

Слайд 23

Две параллельные реакции первого порядка

 

Две параллельные реакции первого порядка

Слайд 24

Реагент А превращается в Р через промежуточный продукт В. Кинетический анализ

Реагент А превращается в Р через промежуточный продукт В. Кинетический анализ

зависит от соотношения реакционной спо­собности А и В. Различают следующие три случая.
1. k1> к2 т.е. промежуточный продукт гораздо менее реакционноспособен, чем исходный реагент. Первая стадия практически завершается до того, как начнется вторая стадия (рис. 6.11), по­этому каждую фазу процесса можно рассматривать как простую реакцию первого порядка. Тогда из зависимостей ln[A] и ln([P]∞ - [Р]) от т получают соответственно к{ и к2.

 Последовательные реакции

Слайд 25

2.k1 [В] [А]0 = [А] + [В] + [Р] упрощается, так

2.k1 < k2. Вторая стадия очень быстро следует за первой, поэто­му

в любой момент времени [B]<[А] и
[В] <[P], Это видно из рис. 6.12 для случая, когда 20к1 = k2. Следовательно, уравнение материального баланса
[А]0 = [А] + [В] + [Р]
упрощается, так как мы можем пренебречь концентрацией про­межуточного продукта:
[А]0 = [А] + [P].
Если продифференцировать по времени оба предыдущих урав­нения, то можно получить:
0 = d[A]/dt + d[B]/dt + d[P]/dt
и
0 = d[A]/dt + d[P]/dt. (6.13)
Следовательно, d[B]/dt равно нулю, т.е. в ходе реакции кон­центрация В остается постоянной по отношению к изменениям [А] и [P]. Уравнение (6.13) свидетельствует о том, что образова­ние конечного продукта Р определяется законом скорости реак­ции A→В, которая является лимитирующей или определяющей скорость стадией.

  Последовательные реакции

Слайд 26

Последовательные реакции

 

  Последовательные реакции

Слайд 27

Слайд 28

Обратимая реакция первого порядка

 

Обратимая реакция первого порядка

Слайд 29

Зависимость скорости реакции от температуры Важным понятием химической кинетики является скорость

Зависимость скорости реакции от температуры

Важным понятием химической кинетики является скорость химической

реакции. Эта величина определяет, как изменяется концентрация компонентов реакции с течением времени. Скорость химической реакции — величина всегда положительная, поэтому если она определяется по исходному веществу (концентрация которого убывает в процессе реакции).
Слайд 30

Уравнение Аррениуса устанавливает связь между энергией активации и скоростью протекания реакции:

Уравнение Аррениуса устанавливает связь между энергией активации и скоростью протекания реакции:
,где

k — константа скорости реакции,  — фактор частоты для реакции,  — универсальная газовая постоянная,  — температура в кельвинах.
С повышением температуры растёт вероятность преодоления энергетического барьера.
Для количественного описания температурных эффектов в химической кинетике для приближённых вычислений кроме уравнения Аррениуса используют правило Вант-Гоффа: повышение температуры на 10 К увеличивает для большинства реакций скорость в 2-4 раза. Математически это означает, что скорость реакции зависит от температуры степенным образом:
где  — температурный коэффициент скорости (его значение лежит в интервале от 2 до 4).

Энергия активации

- Предыдущая
Музичне мистецтво
Следующая -
Представление песни «Катюша»

Похожие презентации

Реакции координированных лигандов
Процессы коксования
Кам’яне вугілля, продукти його переробки
ЗАСТОСУВАННЯ РІДКИХ КРИСТАЛІВ Виконала учениця 10 класу Гаєвська Зоряна
Грубодисперсные системы. Эмульсии
Практика по химии
Липиды. Классификация липидов
Презентація на тему: “Життя та творчість Д.І.Менделєєва”
Обобщающий урок по теме «Неметаллы» 9 класс
Аминокислоты – структурные единицы белков
Комплексные соединения
p-элементы 17 группы периодической системы: галогены
I ряд К2О3 +Н3SO4 К2SO4 +Н2О II ряд Ва (ОН)2 + Н2SО4 Ва 2(SO4)3 + H2O III ряд СО3 +КОН К2СО3 + Н2О
Периодический закон. Строение атома
Геометрия молекул
Альдегиды и кетоны
Коллоидная химия наночастиц
Атомный и ионный радиусы. Принципы шаровых упаковок
Школа экспериментов
Общая характеристика элементов IIIA-группы. Бор. Алюминий
Урок в 7 класі КЗ Верхівцевського НВК учитель хімії Кукса Н.М.
Химический процесс. Практические занятия
Основы биоэнергетики. (Лекция 12)
Углерод. Нахождение в природе
Титриметрический анализ. Кривые титрования
Силикатная промышленность
Реологические свойства полимеров
Физическая и коллоидная химия
Вы можете прислать нам Вашу презентацию и мы опубликуем ее на сайте.
Обратная связь
Для правообладателей
Email: Нажмите что бы посмотреть