8. Химическая кинетика. Концентрационный фактор Учения. Игла. fishki.net. - презентация

1 8. Химическая кинетика. Концентрационный фактор Учения. Игла. fishki.net

2 Что изучает химическая кинетика Термодинамика: почему? (причины протекания процессов) Кинетика: как? (механизмы и скорости процессов) Механизм реакции – последовательность стадий реакции, в результате которой происходит образование продуктов. Механизм – путь, способ протекания реакции.

3 Стадии реакции Простая (элементарная) реакция – реакция, проходящая в одну стадию. Сложные реакции – в несколько стадий. Лимитирующая стадия – самая медленная стадия в механизме реакции, определяющая ее скорость. Каждая стадия характеризуется молекулярностью. примеры механизмов

4 Гомогенные и гетерогенные механизмы Гомогенные реакции: СН 4 + Cl 2 = СH 3 Cl + HCl NaOH + HCl = NaCl + H 2 O Гетерогенные реакции: Na + H 2 O = NaOH + H 2 C + O 2 = CO стадии: - подвод реагентов к границе раздела фаз - отвод продуктов от границы раздела фаз

5 Скорость Скорость – это изменение некоторой величины во времени (dX/dt). Какая из этих величин является скоростью? А) объем осадков, пролившихся на 10 км 2 земной поверхности Б) число батареек, дающих разность потенциалов 10 В В) масса крупы, высыпавшейся из продырявленного пакета за 10 с Г) количество молекул кислорода, прореагировавших с 10 молекулами водорода

6 Скорость химической реакции аА + bB = eE + fF H 2 + I 2 = 2HI ?

7 Зависимость r от концентрации Н.Н.Бекетов, 1865 г. К.Гульдберг, П.Вааге, 1867 г. Основной постулат химической кинетики: Для элементарной реакции аА + bB = eE + fF r = k[A] a [B] b (закон действующих масс)

8 Кинетическое уравнение Для произвольной реакции аА + bB = eE + fF r = k[A] n(A) [B] n(B) [E] n(E) [F] n(F) k – константа скорости (удельная скорость) n(X) – частные порядки по веществам n(X) – общий порядок реакции

9 Определение порядка реакции r = kC n lg r = lg k + n lg C y b tg x lg r

10 Реакции нулевого порядка r = kC 0 = k -dC/dt = k C = C 0 – x dx/dt = k x = kt C = C 0 – kt tg = k

11 Реакции 1-го порядка r = kC 1 = kС -dC/dt = kС C = C 0 – x dx/dt = kС С = С 0 e -kt ln C = ln C 0 – kt C = C 0 /2 t = t 1/2 t 1/2 = ln2/k = 0,693/k

12 Зависимость r от давления pV = RT p = CRT 2H 2 + O 2 = 2H 2 O H + O 2 = OH + O O + H 2 = OH + H OH + H 2 = H 2 O + H p < 1 мм рт.ст. – рекомбинация на стенках 1 < p < 100 мм рт.ст. – взрыв ( реагируют с молекулами и размножаются) 100 < p < 1000 мм рт.ст. – рекомбинация при тройных соударениях 1000 мм рт.ст. < p – взрыв exp

13 Зависимость r от поверхности Гетерогенные процессы могут идти на поверхности соприкосновения: твердого вещества и газа: С + О 2 = СО 2 твердого вещества и жидкости: Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2 двух несмешивающихся жидкостей: C 6 H 13 Br + KCN водн.р-р = C 6 H 13 CN + KBr водн.р-р двух твердых веществ: 2KOH + Al 2 O 3 = 2KAlO 2 + H 2 O (при t o ) r S Кинетический и диффузионный режим exp

14 Учения. Перестрелка. fishki.net

15

16 Молекулярность Молекулярность – число частиц, участвующих в одном элементарном химическом акте. - мономолекулярные реакции – реакции, в которых такой акт представляет собой превращение 1 частицы (изомеризация, диссоциация, радиоактивный распад); - бимолекулярные – реакции, протекающие при столкновении 2 частиц; - тримолекулярные – при столкновении 3 частиц: 2NO + O 2 = 2NO 2 2NO + Cl 2 = 2NOCl

17 Примеры механизмов 4HBr + O 2 = 2Br 2 + 2H 2 O HBr + O 2 = HOOBr HOOBr + HBr = 2HOBr 2(HOBr + HBr = H 2 O + Br 2 ) 2NO 2 = N 2 O 4 CH 4 + Br 2 = СH 3 Br + HBr Br 2 2Br Br + CH 4 HBr + CH 3 СН 3 + Br 2 CH 3 Br + Br lim n раз

18 Кинетический и диффузионный режим r(поедания варенья) = 1 ложка/с r(подачи варенья) = 1 банка/мин = 30 ложек/60 с = 0,5 ложек/с r(поедания варенья) набл = 0,5 ложек/с – диффузионный режим r(подачи варенья) = 3 банки/мин = 90 ложек/60 с = 1,5 ложек/с r(поедания варенья) набл = 1 ложка/с – кинетический режим