Невозможно отобразить презентацию
ХимияПохожие презентации:
Химическая кинетика. Химическое равновесие. Лекция 5
Химическая кинетика.
Химическое равновесие.
Лекция 5 План лекции1.
Кинетическое уравнение процесса.
Закон действующих масс2.
Факторы, влияющие на скорость реакции.3.
Химическое равновесие.4.
Факторы, влияющие на химическое равновесие.12 ТД позволяет определить возможность самопроизвольного протекания реакции, но не в состоянии определить, за какое время может быть достигнут ожидаемый результат.
Химическая кинетика – раздел физической химии, в котором изучаются закономерности протекания во времени химических реакций и их механизм.
Важнейшей количественной кинетической характеристикой химической реакции является ее скорость.3 Типы реакций: 1.Обратимые 2.
Параллельные 3.
Последовательные Общая скорость параллельных реакций определяется скоростью самой быстрой из них.
Общая скорость последовательных реакций определяется скоростью самой медленной из них.4 Скорость х.р.
– изменение количества реагирующего вещества за единицу времени в единице объема системы.
[С]=моль/л [V]=моль/л·c Гомогенные реакции Гетерогенные реакции Скорость х.р.
– изменение количества реагирующего вещества за единицу времени на единице площади раздела фаз.
[Сs]=моль/м2 [V]=моль/м2·c5 Закон действующих масс : при постоянной температуре скорость х.р.
прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.
кинетическое уравнение процессаk – константа скорости (удельная скорость реакции) При гетерогенных реакциях концентрации веществ, находящихся в твердой фазе, обычно не изменяются в ходе реакции, поэтому не включаются в закон действующих масс.6 Принцип независимости химических реакций : в большинстве случаев химический процесс идет не путем простого превращения исходных веществ в продукты реакции, а состоит из нескольких стадий.
Каждую из этих стадий можно рассматривать как самостоятельную химическую реакцию со своими исходными веществами и продуктами и применить к ней закон действующих масс.
Принцип лимитирующей стадии : при последовательном превращении скорость всего процесса зависит от скорости наиболее медленной стадии, эта стадия называется лимитирующей, а в параллельных превращениях - скоростью самой быстрой.
Скорость химической реакции зависит от 1.концентрации 2.kt 3.t°C 4.природы реагирующих веществ78 Концентрация С↑ => V↑ Зависимость описывает Закон действующих масс Температура T↑ => V↑ правило Вант-Гоффа: при повышении температуры на 10° скорость реакции увеличивается в 2-4 раза - температурный коэффициент910 При С=1 моль/л, V=k Зависимость k(T) установил С.Аррениус: или A – предэкспоненциальный множитель;
R – универсальная газовая постоянная;Еа – энергия активации, некоторая избыточная энергия, которой должны обладать молекулы, чтобы их столкновение было эффективным.Еа ↑ => V↓ Высокой Еа характеризуются вещества с ковалентной связью Низкой Еа - вещества с ионной связью11 Катализатор +kat=> V↑ Действие kat объясняется тем, что при его участии возникают нестойкие промежуточные соединения (активированные комплексы), распад которых приводит к образованию продуктов реакции.
При этом Еа резко уменьшается и активными становятся некоторые молекулы, энергия которых была недостаточна для осуществления реакции в отсутствии kat.
Возрастает общее число активных молекул и скорость увеличивается.12 Химическое равновесие Обратимая реакция – не идет до конца, в системе всегда остается каждое из исходных веществ CO + H2 O CO2 + H2 Необратимая реакция – если хотя бы одно из исходных веществ расходуется полностью (образуется газ, осадок или малодиссациирующее вещество) BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4 ↓ + 2NaCl Состояние, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной называется химическим равновесием V = V кинетическое усл.
равновесия ∆G = 0 термодинамическое усл.
равновесия13 Химическое равновесие характеризуется соотношением равновесных концентраций всех веществ, участвующих в реакцииKC – константа равновесия химической реакции14 Принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать воздействие, то равновесие сместиться в том направлении, которое ослабевает эффект внешнего воздействия.
Температура T↑=> равновесие смещается в направлении реакции, сопровождающейся поглощением теплоты, т.е.
охлаждением системы Концентрация При увеличении концентрации одного из исходных веществ, равновесие смещается вправо.
При увеличении концентрации одного из продуктов реакции – влево.
Давление Давление влияет на равновесие, если в обратимой реакции участвует хотя бы одно газообразное вещество или происходит испарение или конденсация.
Т=const р↑=>
Химическое равновесие.
Лекция 5 План лекции1.
Кинетическое уравнение процесса.
Закон действующих масс2.
Факторы, влияющие на скорость реакции.3.
Химическое равновесие.4.
Факторы, влияющие на химическое равновесие.12 ТД позволяет определить возможность самопроизвольного протекания реакции, но не в состоянии определить, за какое время может быть достигнут ожидаемый результат.
Химическая кинетика – раздел физической химии, в котором изучаются закономерности протекания во времени химических реакций и их механизм.
Важнейшей количественной кинетической характеристикой химической реакции является ее скорость.3 Типы реакций: 1.Обратимые 2.
Параллельные 3.
Последовательные Общая скорость параллельных реакций определяется скоростью самой быстрой из них.
Общая скорость последовательных реакций определяется скоростью самой медленной из них.4 Скорость х.р.
– изменение количества реагирующего вещества за единицу времени в единице объема системы.
[С]=моль/л [V]=моль/л·c Гомогенные реакции Гетерогенные реакции Скорость х.р.
– изменение количества реагирующего вещества за единицу времени на единице площади раздела фаз.
[Сs]=моль/м2 [V]=моль/м2·c5 Закон действующих масс : при постоянной температуре скорость х.р.
прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.
кинетическое уравнение процессаk – константа скорости (удельная скорость реакции) При гетерогенных реакциях концентрации веществ, находящихся в твердой фазе, обычно не изменяются в ходе реакции, поэтому не включаются в закон действующих масс.6 Принцип независимости химических реакций : в большинстве случаев химический процесс идет не путем простого превращения исходных веществ в продукты реакции, а состоит из нескольких стадий.
Каждую из этих стадий можно рассматривать как самостоятельную химическую реакцию со своими исходными веществами и продуктами и применить к ней закон действующих масс.
Принцип лимитирующей стадии : при последовательном превращении скорость всего процесса зависит от скорости наиболее медленной стадии, эта стадия называется лимитирующей, а в параллельных превращениях - скоростью самой быстрой.
Скорость химической реакции зависит от 1.концентрации 2.kt 3.t°C 4.природы реагирующих веществ78 Концентрация С↑ => V↑ Зависимость описывает Закон действующих масс Температура T↑ => V↑ правило Вант-Гоффа: при повышении температуры на 10° скорость реакции увеличивается в 2-4 раза - температурный коэффициент910 При С=1 моль/л, V=k Зависимость k(T) установил С.Аррениус: или A – предэкспоненциальный множитель;
R – универсальная газовая постоянная;Еа – энергия активации, некоторая избыточная энергия, которой должны обладать молекулы, чтобы их столкновение было эффективным.Еа ↑ => V↓ Высокой Еа характеризуются вещества с ковалентной связью Низкой Еа - вещества с ионной связью11 Катализатор +kat=> V↑ Действие kat объясняется тем, что при его участии возникают нестойкие промежуточные соединения (активированные комплексы), распад которых приводит к образованию продуктов реакции.
При этом Еа резко уменьшается и активными становятся некоторые молекулы, энергия которых была недостаточна для осуществления реакции в отсутствии kat.
Возрастает общее число активных молекул и скорость увеличивается.12 Химическое равновесие Обратимая реакция – не идет до конца, в системе всегда остается каждое из исходных веществ CO + H2 O CO2 + H2 Необратимая реакция – если хотя бы одно из исходных веществ расходуется полностью (образуется газ, осадок или малодиссациирующее вещество) BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4 ↓ + 2NaCl Состояние, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной называется химическим равновесием V = V кинетическое усл.
равновесия ∆G = 0 термодинамическое усл.
равновесия13 Химическое равновесие характеризуется соотношением равновесных концентраций всех веществ, участвующих в реакцииKC – константа равновесия химической реакции14 Принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать воздействие, то равновесие сместиться в том направлении, которое ослабевает эффект внешнего воздействия.
Температура T↑=> равновесие смещается в направлении реакции, сопровождающейся поглощением теплоты, т.е.
охлаждением системы Концентрация При увеличении концентрации одного из исходных веществ, равновесие смещается вправо.
При увеличении концентрации одного из продуктов реакции – влево.
Давление Давление влияет на равновесие, если в обратимой реакции участвует хотя бы одно газообразное вещество или происходит испарение или конденсация.
Т=const р↑=>