- Главная
- Разное
- Дизайн
- Бизнес и предпринимательство
- Аналитика
- Образование
- Развлечения
- Красота и здоровье
- Финансы
- Государство
- Путешествия
- Спорт
- Недвижимость
- Армия
- Графика
- Культурология
- Еда и кулинария
- Лингвистика
- Английский язык
- Астрономия
- Алгебра
- Биология
- География
- Детские презентации
- Информатика
- История
- Литература
- Маркетинг
- Математика
- Медицина
- Менеджмент
- Музыка
- МХК
- Немецкий язык
- ОБЖ
- Обществознание
- Окружающий мир
- Педагогика
- Русский язык
- Технология
- Физика
- Философия
- Химия
- Шаблоны, картинки для презентаций
- Экология
- Экономика
- Юриспруденция
Химическая кинетика. Лекция 9 презентация
Содержание
- 1. Химическая кинетика. Лекция 9
- 2. Химическая кинетика - то раздел химии, изучающий скорость и механизм химических реакций.
- 3. Кинетический метод исследования, наряду с термодинамическим и квантово-механическим, широко применяется в современном естествознании.
- 4. 9.1 Понятие о скорости и механизме химических
- 5. Химические реакции Гомогенные протекают в одной
- 6. Средняя скорость гомогенной реакции (υ) равна изменению
- 7. [A]0_ и [A] – исходная и
- 8. Кинетические кривые химических реакций время
- 9. Скорость гетерогенной реакции равна изменению количества вещества
- 10. где ν0 и ν – количество вещества
- 11. Большинство биохимических реакций являются гомо- генными. Они
- 12. Полное обновление костной ткани осуществляется за 4-7
- 13. На скорость химических реакций влияет: а) природа реагирующих веществ, б) их агрегатное состояние,
- 14. в) природа растворителя (если реакция протекает в
- 15. д) концентрация реагирующих веществ, е) давление (для газофазных реакций), ж) температура, з) катализатор.
- 16. Чтобы произошла химическая реакция, необходимо взаимодействие между
- 18. Во всем многообразии столкновений выделяют элементарные стадии процесса.
- 20. Элементарная стадия – это столкновение молекул реагирующих веществ, приводящее к образованию молекул продуктов.
- 21. Механизм химической реакции – это число и последовательность элементарных стадий процесса.
- 22. Характеристикой механизма является молекулярность элементарных стадий. Молекулярность – это число частиц, участвующих в элементарном превращении.
- 23. Различают: а) мономолекулярные превра-щения:
- 24. Молекулярность не может быть больше трех, т.к. вероятность столкновения четырех и более частиц ничтожно мала.
- 25. Химическая реакция является простой, если представляет собой
- 26. Если химическая реакция протекает в несколько стадий,
- 27. Радикал – это атом или группа атомов,
- 28. H2 + Br2 → 2HBr Механизм:
- 29. 2) рост цепи (бимолекулярная стадия): Br
- 30. 3) обрыв цепи (бимолекулярные стадии) 2Br →
- 31. Радикальные реакции протекают in vivo под
- 32. Ученые считают, что накопление радикалов во внутриклеточных жидкостях – одна из причин старения.
- 33. Реакция пероксидного окисления липидов, скорость которой резко
- 34. Для снижения скорости пероксидного окисления используется антиоксиданты: витамины А, Е, С, соединения селена.
- 35. 9.2 Уравнения, описывающие влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химических реакций, называются кинетическими уравнениями.
- 36. Кинетические уравнения составляют на основе закона действующих
- 37. Математическое выражение ЗДМ для реакции: аА +
- 38. k зависит от температуры и природы веществ
- 39. Порядок реакции определяется только экспериментально. Он является
- 40. Для радикальной реакции H2 + Br2 → 2HBr кинетическое уравнение υ = k[H2][Br2]1/2
- 41. Только для простых реакций порядок и молекулярность
- 42. Кинетическое описание простых реакций. Реакции нулевого порядка
- 43. Условное уравнение: Константа скорости
- 44. [A] Кинетическая кривая реакций нулевого порядка υ
- 45. Время полуреакции (τ ½) –это время, необходимое
- 46. Реакции первого порядка (n=1) Примеры: каталитические и
- 47. Условное уравнение: Константа скорости
- 48. Кинетическая кривая реакции первого порядка [A] υ
- 49. Время полуреакции: τ ½ = ℓn 2 k
- 50. Период полураспада некоторых радионуклидов I131
- 51. Реакции второго порядка (n=2) Примеры: гидролиз белков, жиров, углеводов и других биологически активных соединений.
- 52. Условные уравнения: 2 А → Р А
- 53. Константа скорости: k = 1 τ [A]0
- 54. Кинетика сложных реакций 1) обратимые реакции
- 55. A B C k1 k2 KClO3
- 56. Скорость реакции равна скорости ее лимитирующей
- 57. 9.3 На рисунках представлена зависимость скорости химических
- 58. υ T Тримолекулярные реакции
- 59. υ T Взрывной режим Радикальные реакции
- 60. Ферментативные реакции υ T 600C
- 61. Для большинства химических реакций выполняется правило Вант-Гоффа:
- 62. υT 2 = υT 1 γ
- 63. Для биохимических реакций 1,5 < γ
- 64. Значительно точнее зависимость скорости и температуры описывается
- 65. где υ0 и k0 - коэффициенты пропорциональности,
- 66. С точки зрения теории активного комплекса, энергия
- 67. Энергия активации иначе называется энергетическим барьером химической реакции.
- 68. Активный комплекс - промежуточная частица, в которой
- 69. Схема химической реакции : А + В
- 71. Энергетическая диаграмма экзотермической реакции A … B P A+B Eaк Координата реакции Энергия, кДж/моль
- 72. Энергетическая диаграмма эндотермической реакции A … B P A+B Eaк Координата реакции Энергия, кДж/моль
- 73. Энергия активации (Еак) зависит от природы реагирующих веществ и не зависит от температуры.
- 74. С повышением температуры в реакционной смеси возрастает
- 75. Кроме термических, существуют нетермические способы активации молекул: фотохимические, электрические и радиационные.
- 76. Благодарим за внимание !!!
Химическая кинетика - то раздел химии, изучающий скорость и механизм химических реакций.
Слайд 3Кинетический метод исследования, наряду с термодинамическим и квантово-механическим, широко применяется в
современном естествознании.
Слайд 49.1 Понятие о скорости и механизме химических реакций.
9.2 Влияние концентрации реагирующих
веществ на скорость химических реакций.
9.3 Влияние температуры на скорость химических реакций.
9.3 Влияние температуры на скорость химических реакций.
План
Слайд 5Химические реакции
Гомогенные
протекают в одной фазе:
N2 + 3H2 2NH3
Гетерогенные
протекают на границе
раздела фаз:
С(к) + O2→ CO2
С(к) + O2→ CO2
9.1
Слайд 6Средняя скорость гомогенной реакции (υ) равна изменению концентрации вещества в единицу
времени:
υ =
[A] - [A]0
τ
Слайд 7 [A]0_ и [A] – исходная и конечная концентрация вещества, моль/л
τ
- время реакции, с., мин.,
(+) – вещество образуется,
(–) – вещество расходуется.
(+) – вещество образуется,
(–) – вещество расходуется.
Слайд 9Скорость гетерогенной реакции равна изменению количества вещества в единицу времени на
единице площади поверхности раздела фаз:
υ =
ν - ν0
S ×τ
Слайд 10где ν0 и ν – количество вещества в начальный и конечный
момент времени, моль
S – площадь поверхности раздела фаз, м2
S – площадь поверхности раздела фаз, м2
Слайд 11Большинство биохимических реакций являются гомо- генными. Они протекают с различной скоростью.
Например, химические реакции, лежащие в основе передачи нервного импульса, протекают практически мгновенно.
Слайд 12Полное обновление костной ткани осуществляется за 4-7 лет. Время обновления белков
на половину составляет около 70 дней.
Слайд 13На скорость химических реакций влияет:
а) природа реагирующих веществ,
б) их агрегатное состояние,
Слайд 14в) природа растворителя (если реакция протекает в растворе),
г) площадь поверхности реагирующих
веществ (для гетерогенных реакций),
Слайд 15д) концентрация реагирующих веществ,
е) давление (для газофазных реакций),
ж) температура,
з) катализатор.
Слайд 16Чтобы произошла химическая реакция, необходимо взаимодействие между молекулами реагирующих веществ.
Это взаимодействие происходит в форме столкновения молекул.
Слайд 20Элементарная стадия – это столкновение молекул реагирующих веществ, приводящее к образованию
молекул продуктов.
Слайд 22Характеристикой механизма является молекулярность элементарных стадий.
Молекулярность – это число частиц, участвующих
в элементарном превращении.
Слайд 23Различают:
а) мономолекулярные превра-щения: I2 → 2I
б) бимолекулярные
превраще-ния: Н2 + I2 → 2HI
в) тримолекулярные превра-щения: 2NO + O2 → 2NO2
в) тримолекулярные превра-щения: 2NO + O2 → 2NO2
Слайд 24Молекулярность не может быть больше трех, т.к. вероятность столкновения четырех и
более частиц ничтожно мала.
Слайд 25Химическая реакция является простой, если представляет собой многократное чередование одной элементарной
стадии:
H2 + I2 → 2HI
H2 + I2 → 2HI
Слайд 26Если химическая реакция протекает в несколько стадий, то она является сложной.
К наиболее сложным относятся радикальные (цепные) ре-акции, протекающие с участием радикалов.
Слайд 27Радикал – это атом или группа атомов, имеющие неспаренный электрон. Радикалы
образуются в результате термолиза, фотолиза, ОВР.
Слайд 32Ученые считают, что накопление радикалов во внутриклеточных жидкостях – одна из
причин старения.
Слайд 33Реакция пероксидного окисления липидов, скорость которой резко возрастает даже под воздействием
малых доз радиации, приводит к разрушению клеточных мембран, нарушению обмена веществ в клетке, снижению клеточного иммунитета.
Слайд 34Для снижения скорости пероксидного окисления используется антиоксиданты: витамины А, Е, С,
соединения селена.
Слайд 359.2 Уравнения, описывающие влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химических реакций,
называются кинетическими уравнениями.
Слайд 36Кинетические уравнения составляют на основе закона действующих масс (Гульдберг и Вааге,1867):
скорость химических реакций прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в некоторые показатели степени.
Слайд 37Математическое выражение ЗДМ для реакции:
аА + bВ + cС → Р
υ
= k [A]x [B]y [C]z
где k – константа скорости, являющаяся фундаментальной кинетической характеристикой реакций.
где k – константа скорости, являющаяся фундаментальной кинетической характеристикой реакций.
Слайд 38k зависит от температуры и природы веществ и не зависти от
их концентрации;
[A], [B], [C] – концентрации реагирующих веществ, моль/л;
x, y и z – порядок реакции по веществам.
Общий порядок реакции (n) равен: n = x + y + z
[A], [B], [C] – концентрации реагирующих веществ, моль/л;
x, y и z – порядок реакции по веществам.
Общий порядок реакции (n) равен: n = x + y + z
Слайд 39Порядок реакции определяется только экспериментально. Он является величиной формальной и может
принимать любые значения: положительные, отрицательные, целые , дробные, а также 0.
Слайд 42Кинетическое описание простых реакций.
Реакции нулевого порядка (n=0)
Примеры: фотохимические, каталитические и ферментативные
реакции (при высокой концентрации субстрата).
Слайд 43Условное уравнение:
Константа
скорости
[A]0
- [A]
k =
τ
k =
τ
А → Р
Кинетическое уравнение:
υ = k [A]0= k
Слайд 45Время полуреакции (τ ½) –это время, необходимое для уменьшения концентрации исходного
вещества в два раза.
[A]0
τ ½ =
2k
[A]0
τ ½ =
2k
Слайд 46Реакции первого порядка (n=1)
Примеры: каталитические и ферментативные реакции (при низкой концентрации
субстрата), радиоактивный распад, выведение лекарственных препаратов из организма человека.
Слайд 51Реакции второго порядка (n=2)
Примеры: гидролиз белков, жиров, углеводов и других биологически
активных соединений.
Слайд 54Кинетика сложных реакций
1) обратимые реакции
A B
k1
k2
Кинетическое уравнение:
υ = k1[A] – k2[B]
Слайд 55
A
B
C
k1
k2
KClO3
2) Параллельные реакции
KCl + O2
KCl + KClO4
Кинетическое уравнение:
υ = k1 ([A]0
– [B]) + k2 ([A]0 – [C])
Слайд 56
Скорость реакции равна скорости ее лимитирующей стадии: υ = k2
[B]
3) Последовательные реакции
A B C
k1
k2
быстрая
медленная
(лимитирующая)
Слайд 579.3 На рисунках представлена зависимость скорости химических реакций разных типов от
температуры.
Боль-шинство реакций
T
υ
Слайд 61Для большинства химических реакций выполняется правило Вант-Гоффа: при повышении температуры на
каждые 100 скорость реакции возрастает в 2-4 раза.
Слайд 62
υT
2
=
υT
1
γ
T2 – T1
10
где Т1 и Т2 - начальная и конечная температура,
-
температурный коэффициент реакции
2 < γ < 4
2 < γ < 4
Слайд 63Для биохимических реакций
1,5 < γ < 3,
поэтому при повышении
температуры больного до 39,50С скорость биохимических реакций возрастает в 1,13 - 1,39 раза (на 13-19%).
Слайд 64Значительно точнее зависимость скорости и температуры описывается уравнением Аррениуса:
-Еак/RT
υ =
υ 0e
k = k0e
-Еак/RT
Слайд 65где υ0 и k0 - коэффициенты пропорциональности, называемые предэкспоненциальными множителями,
Еак -
энергия активации, кДж/моль.
Слайд 66С точки зрения теории активного комплекса, энергия активации - это энергия
образования активного комплекса из реагирующих веществ.
Слайд 68Активный комплекс
- промежуточная частица, в которой старые связи еще не полностью
разорвались, а новые - не полностью образовались.
Слайд 71Энергетическая диаграмма экзотермической реакции
A … B
P
A+B
Eaк
Координата реакции
Энергия, кДж/моль
Слайд 72Энергетическая диаграмма эндотермической реакции
A … B
P
A+B
Eaк
Координата реакции
Энергия, кДж/моль
Слайд 74С повышением температуры в реакционной смеси возрастает доля активных молекул, способных
преодолеть энергетический барьер химической реакции, что приводит к увеличению ее скорости.
Слайд 75Кроме термических, существуют нетермические способы активации молекул: фотохимические, электрические и радиационные.
