Презентация по химии на тему "Вероятность протекания химических реакций. Скорость химических реакций" (1 курс)

Вероятность Вероятность протекания протекания химических реакций. химических реакций. Скорость химических Скорость химических реакций. реакций. Подготовила: Подготовила: преподаватель химии преподаватель химии 1 квалификационной 1 квалификационной категории категории Сагдиева М.С. Сагдиева М.С. Казань 2017г. Казань 2017г.

Скорость химических Скорость химических реакций реакций Химическая кинетика изучает скорость и   изучает скорость и  Химическая кинетика механизмы химических реакций механизмы химических реакций

Гомогенные и Гомогенные и гетерогенные системы гетерогенные системы Фаза – совокупность всех гомогенных частей системы, одинаковых по составу и по всем химическим физическим свойствам и отграниченных от других поверхностью раздела. системы и частей Гомогенные системы состоят из одной фазы. Гетерогенные системы Гетерогенные системы

Сущность  химических  реакций  сводится  к  разрыву  связей  в  ис­ходных  веществах  и  возникновению  новых  связей  в  продуктах  реакции.  При  этом  общее  число  атомов  каждого  элемента  до  и  после  реакции  остается  постоянным.  энергии,  поглощением  Поскольку образование связей происходит с выделением, а разрыв связей —  с  сопровождаются  энергетическими  эффектами.  Очевидно,  если  разрушаемые  связи  в  исходных  веществах менее прочны, чем образующиеся в продуктах реакции, то энергия  выделяется,  и  наоборот.  Обычно  энергия  выделяется  и  поглощается  в  форме  теплоты. химические  то  реакции  Со  скоростью  химических  реакций  связаны  представления  о  превращении  веществ,  в  промышленных  масштабах.  Учение  о  скоростях  и  механизмах  химических  реакций называется химической кинетикой. эффективность  их  получения  экономическая  также  а  Под  скоростью  химической  реакции  понимают  изменение  концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени  при неизменном объеме системы.

Рассмотрим в общем виде скорость реакции, протекающей по  уравнению: По  мере  расходования  вещества  А  скорость  реакции  уменьшается  (как  это  показано  на  рис.  4.1).  Отсюда  следует,  что  скорость  реакции  может  быть  определена  лишь  для  некоторого  промежутка  времени.  Так  как  концентрация  вещества  А  в  момент  времени  Т1  измеряется  величиной  c1,  а  в  момент  Т2  —  величиной  С2,  то  за  промежуток  времени  изменение  концентрации  вещества  составит ∆С = с2 — с1, откуда определится средняя скорость реакции (и):

Скорость химических реакций Скорость химических реакций (для гомогенных систем)   tVv    cV A + B = D + G A + B = D + G cv   t  t = 10 c C0 = 0,5 моль/л C1 = 5 моль/л v 5,05  10  45,0 моль  сл

Скорость химических реакций A + B = D + G A + B = D + G C0 = 2 моль/л C1 = 0,5 моль/л t = 10 c v 25,0  10  15,0 моль  сл cv   t    tSv   (для гомогенных систем) v 25,0  10  15,0 моль  сл (для гетерогенных систем)

Факторы, от которых зависит скорость реакции Природа реагирующих веществ  Природа реагирующих веществ Концентрация веществ в  Концентрация веществ в системе системе Площадь поверхности (для  Площадь поверхности (для гетерогенных систем) гетерогенных систем) Температура  Температура Наличие катализаторов  Наличие катализаторов

1. Влияние концентраций реагирующих веществ.  Чтобы  осуществлялось  химическое  взаимодействие  веществ  А  и  В,  их  молекулы  (частицы)  должны  столкнуться.  Чем  больше  столкновений,  тем  быстрее  протекает  реакция.  Число  же  столкновений  тем  больше,  чем  выше  концентрация  реагирующих  веществ. Отсюда на основе обширного экспериментального материала сформулирован  основной  закон  химической  кинетики,  устанавливающий  зависимость  скорости  реакции от концентрации реагирующих веществ: скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. Для реакции (I) этот закон выразится уравнением v = ксА­ св, где  СА  и  Св  —  концентрации  веществ  А  и  В,  моль/л;  к  —  коэффициент  пропорциональности,  называемый  константой  скорости  реакции.  Основной  закон  химической кинетики часто называют законом действующих масс.

2.Влияние температуры Якоб Вант­Гофф Якоб Вант­Гофф     (1852­1911) (1852­1911)      Правило Вант-Гоффа При нагревании системы на 10 ˚С скорость реакции возрастает в 2-4 раза  - температурный коэффициент Вант-Гоффа. t  vv 10 0 100tvv

сообщить молекулам сообщить молекулам Энергия, которую надо которую надо (частицам) реагирующих (частицам) реагирующих веществ, чтобы превратить веществ, чтобы превратить их в активные, , называется называется их в активные энергией активации энергией активации ЕЕа – кдж /моль а – кдж /моль

На примере реакции в общем виде:  А2+ В2 = 2АВ.  Ось  ординат  характеризует  потенциальную  энергию системы, ось абсцисс —  ход реакции:  исходное состояние —*  переходное состояние  —* конечное состояние.  Чтобы  реагирующие  вещества  А2  и  В2  образовали  продукт  реакции  АВ,  они  должны  преодолеть энергетический барьер С (рис. 4.2).  На это затрачивается энергия активации Ed, на  значение  которой  возрастает  энергия  системы.  При  в  ходе  реакции  из  частиц  реагирующих  образуется  промежуточная  неустойчивая  группировка,  называемая  переходным  состоянием  или  активированным  комплексом  (в  точке  С),  последующий  распад  которого  приводит  к  образованию конечного продукта АВ. веществ  этом

Механизм реакции можно изобразить схемой Если при распаде активированного комплекса  выделяется больше энергии, чем это необходимо для  активации частиц, то реакция экзотермическая.

 Как  видно  из  рис.  4.2,  разность  энергий  конечного  и  начального  равна  тепловому  эффекту  реакции. состояния  системы   Скорость  реакции  непосредственно  зависит  от  значения  энергии  активации:  если оно мало, то за определенное время  протекания  энергетический  барьер  преодолеет  большое  число  частиц  и  скорость  реакции  будет  высокой,  но  если  энергия  активации  велика,  то  реакция идет медленно. реакции   При  взаимодействии  ионов  энергия  активации  очень  мала  и  ионные  реакции  протекают  с  очень  большой  скоростью  (практически мгновенно).

Катализ Катализ Йенс Якоб Берцелиус ввел термин «катализ» в 1835 г. Вильгельм Оствальд 1909 г. – Нобелевская премия «в признание работ по катализу» Катализатор – вещество, изменяющее скорость реакции, участвует в   – вещество, изменяющее скорость реакции, участвует в  Катализатор промежуточных стадиях реакции, но не входит в состав продуктов реакции. промежуточных стадиях реакции, но не входит в состав продуктов реакции 2SO2 (г.) + O2 (г.) 2SO3 (г.) 1) 2NO (г.) + O2 (г.) 2NO2 (г.) 2) SO2 (г.) + NO2 (г.) SO3 (г.) + NONO (г.)

Механизм разложения Механизм разложения пероксида водорода пероксида водорода 2H2O2 = 2H2O + O2 (1) H2O2 = H+ + HO2­ (2) HO2­ + H2O2 = H2O + O2 + OH­ (3) OH­ + H+ = H2O

Разложение H2O2 в присутствии Fe3+ .  H2O2 = H+ + HO2-  HO2- + Fe3+ = Fe2+ + HO2  HO2 + Fe3+ = Fe2+ + O2 + H+  Fe2+ + H2O2 = Fe3+ + OH + OH-  OH + H2O2 = H2O + HO2  Fe2+ + HO2 = Fe3+ + HO2-  OH- + H+ = H2O . . . . . Сравните с механизмом без участия катализатора

Благодарю  за   внимание!!!