- 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
Химическое равновесие и химическая кинетика презентация
Содержание
- 1. Химическое равновесие и химическая кинетика
- 2. Обратимыми по направлению химическими реакциями называются такие
- 3. Н2(газ) + J2(газ) ↔ 2HJ (газ),
- 4. Гульдберг, Вааге и Бекетов открыли закон действующих
- 5. ΔGо р-ции = -RTlnkc, т.к. при
- 6. КОНСТАНТЫ РАВНОВЕСИЯ: По способу выражения а)
- 7. КОНСТАНТЫ РАВНОВЕСИЯ: По типу реакции а)
- 8. Влияние температуры на величину константы химического равновесия
- 9. Если на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать
- 10. Химическая кинетика – учение о закономерностях протекания
- 11. По механизму реакции делятся на простые и
- 12. Для осуществления сложных реакций необходимы два или
- 13. Молекулярность реакции – число молекул, участвующих одновременно
- 14. Порядок реакции – это эмпирически установленная зависимость
- 15. V = ± ΔCA / Δt
- 16. Гульдберг, Вааге и Бекетов (здм) Скорость простой
- 17. Для гетерогенных реакций С(тв.фазы) = const
- 18. Кинетическое уравнение реакции – функциональная зависимость
- 19. 1) Реакции нулевого порядка (скорость не зависит
- 20. 2) Реакции первого порядка А → продукты
- 21. График зависимости от t –
- 22. 3) Реакции второго порядка 2А → продукты
- 23. Есть реакции псевдопервого порядка, если концентрация одного
- 24. Порядок реакции определяется: Физическими методами
- 26. Зависимость скорости от температуры может быть различной
- 27. Правило Вант-Гоффа (для небольших температур)
- 28. С. Аррениус создал теорию активных соударений. Уравнение
- 29. На рисунках показаны энергетические профили реакций: а) экзотермической, б) эндотермической.
- 30. Энергия активации - тот энергетический барьер, который
- 31. Для двух температур уравнение Аррениуса имеет вид:
- 32. Катализ – это явление изменения скорости химических
- 33. Для ферментативных процессов: где Е – энзим (фермент);
- 34. Михаэлис и Ментен дали уравнение ферментативного катализа
- 35. Ферменты - белковые вещества. Содержат один или
- 36. Механизм действия ферментов заключается в изменении пути
- 37. Итак, на скорость химических реакций оказывают влияние:
- 38. БЛАГОДАРЮ ЗА ВНИМАНИЕ!
Обратимыми по направлению химическими реакциями называются такие реакции, которые при данных внешних условиях могут самопроизвольно протекать как в прямом, так и в обратном направлении.
Слайд 2Обратимыми по направлению химическими реакциями называются такие реакции, которые при данных
внешних условиях могут самопроизвольно протекать как в прямом, так и в обратном направлении.
Слайд 3Н2(газ) + J2(газ) ↔ 2HJ (газ),
ΔGo = 1,6 кДж/моль
Hb(р-р) +
О2(газ) ↔ НbО2(р-р),
ΔGo = -11 кДж/моль
С6Н12О6(тв) + 6О2(газ) ↔ 6СО2(газ) + 6Н2О(ж-ть),
ΔGo = -2880 кДж/моль
Реакции обратимы, если
|ΔGреакции| ≤ 10 кДж/моль
ΔGo = -11 кДж/моль
С6Н12О6(тв) + 6О2(газ) ↔ 6СО2(газ) + 6Н2О(ж-ть),
ΔGo = -2880 кДж/моль
Реакции обратимы, если
|ΔGреакции| ≤ 10 кДж/моль
Слайд 4Гульдберг, Вааге и Бекетов открыли закон действующих масс (здм).
Он отражает соотношение
между равновесными концентрациями реагирующих веществ. Вытекает из II закона термодинамики.
Для реакции:
аА + bB ↔ dD + eE
ΔG р-ции = ΔG +RTlnПc , где
Пс = , в отличие от
- это константа равновесия.
Для реакции:
аА + bB ↔ dD + eE
ΔG р-ции = ΔG +RTlnПc , где
Пс = , в отличие от
- это константа равновесия.
Слайд 5
ΔGо р-ции = -RTlnkc, т.к. при равновесии
ΔGо р-ции = 0
(стандартные условия)
С учетом этого:
Это уравнение изотермы химической реакции.
С учетом этого:
Это уравнение изотермы химической реакции.
при Пс>К → ΔG>0 - в системе будет протекать обратная реакция
при Пс<К → ΔG<0 - в системе будет протекать прямая реакция
Слайд 6КОНСТАНТЫ РАВНОВЕСИЯ:
По способу выражения
а) термодинамическая Ка =
б) концентрационная
в) для газов
через давление Кр =
Слайд 7КОНСТАНТЫ РАВНОВЕСИЯ:
По типу реакции
а) константа диссоциации (ионизации)
HNO2 ↔ H+ +
NO2- K(HNO2)
б) константа гидролиза
NH4+ + HOH ↔ NH4OH + H+ Kгидр.
в) константа автопротолиза воды
H2O + H2O ↔ H3O+ + OH- K(H2O)
г) константа образования (нестойкости) комплексов
Cu2+ + 4NH3 ↔ [Cu(NH3)4]2+ Kобр.
б) константа гидролиза
NH4+ + HOH ↔ NH4OH + H+ Kгидр.
в) константа автопротолиза воды
H2O + H2O ↔ H3O+ + OH- K(H2O)
г) константа образования (нестойкости) комплексов
Cu2+ + 4NH3 ↔ [Cu(NH3)4]2+ Kобр.
Слайд 8Влияние температуры на величину константы химического равновесия выражается уравнением:
К2 и
К1 – константы равновесия при температурах Т2 и Т1, соответственно;
ΔНо – стандартная энтальпия данной реакции.
Это уравнение называют уравнением изобары химической реакции.
ΔНо – стандартная энтальпия данной реакции.
Это уравнение называют уравнением изобары химической реакции.
Слайд 9Если на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне, изменив какое-либо из
условий, то в результате протекающих в ней процессов равновесие начнет смещаться в том направлении, в котором эффект воздействия уменьшается.
Это Т, С, Р (для газов).
! катализаторы не влияют на химическое равновесие
Это Т, С, Р (для газов).
! катализаторы не влияют на химическое равновесие
Принцип смещения химического равновесия был сформулирован Ле-Шателье в 1884 году.
Слайд 10Химическая кинетика – учение о закономерностях протекания химических реакций.
Она рассматривает
скорость и механизм реакций.
Их знание позволяет управлять реакциями, выбирать оптимальные условия для их проведения.
Их знание позволяет управлять реакциями, выбирать оптимальные условия для их проведения.
Слайд 11По механизму реакции делятся на простые и сложные.
Простые реакции осуществляются
посредством однотипных элементарных актов.
Под элементарным актом понимают единичный акт взаимодействия или превращения частиц, в результате которого образуются новые частицы продуктов реакции или промежуточных соединений.
Под элементарным актом понимают единичный акт взаимодействия или превращения частиц, в результате которого образуются новые частицы продуктов реакции или промежуточных соединений.
Слайд 12Для осуществления сложных реакций необходимы два или более элементарных акта (биохимические
реакции).
V1
а) параллельные А → В
↓V2
D
V1 V2
б) последовательные А → В → D
в) сопряженные А → D
В → Е
кат
г) каталитические А → В
д) цепные А → В → Е
↓ ↓ и т.д.
G ← D F
V1
а) параллельные А → В
↓V2
D
V1 V2
б) последовательные А → В → D
в) сопряженные А → D
В → Е
кат
г) каталитические А → В
д) цепные А → В → Е
↓ ↓ и т.д.
G ← D F
Слайд 13Молекулярность реакции – число молекул, участвующих одновременно в элементарном акте.
Различают:
мономолекулярные (термическое разложение, цис-транс – изомеризации и т.д.),
бимолекулярные (СО+О2 → СО2+О)
К+HBr → KBr + H
Hb+O2 → HbO2
тримолекулярные (2NO+O2 → 2NO2)
2NO+Cl2 → 2NOCl
бимолекулярные (СО+О2 → СО2+О)
К+HBr → KBr + H
Hb+O2 → HbO2
тримолекулярные (2NO+O2 → 2NO2)
2NO+Cl2 → 2NOCl
Слайд 14Порядок реакции – это эмпирически установленная зависимость скорости от концентрации реагирующих
веществ.
Известны реакции: нулевого порядка
первого порядка
второго порядка
дробного порядка
Известны реакции: нулевого порядка
первого порядка
второго порядка
дробного порядка
Скорость химической реакции – это изменение концентрации реагирующих веществ за единицу времени
Слайд 16Гульдберг, Вааге и Бекетов (здм)
Скорость простой реакции прямо пропорциональна произведению концентрации
реагирующих веществ
А + В → D
V = k ⋅ CA ⋅ CB
где k = V, если СА = СВ=1 моль/л
(константа скорости – единичная скорость)
А + В → D
V = k ⋅ CA ⋅ CB
где k = V, если СА = СВ=1 моль/л
(константа скорости – единичная скорость)
Слайд 17Для гетерогенных реакций
С(тв.фазы) = const
Например: СО2 + С = 2СО
V =
- d(CO2) / dt = k ⋅ C(CO2)
Слайд 18
Кинетическое уравнение реакции – функциональная зависимость концентрации реагирующих веществ от времени.
Они
получаются из уравнений здм.
Слайд 191) Реакции нулевого порядка (скорость не зависит о концентрации исходных веществ).
Это гетерогенные реакции.
А → продукты
или
После решения уравнения:
СА = САо - kt (интегральное)
Если СА= САо/2, то t0,5 = CAo/2k
t0,5 – период полупревращения веществ
А → продукты
или
После решения уравнения:
СА = САо - kt (интегральное)
Если СА= САо/2, то t0,5 = CAo/2k
t0,5 – период полупревращения веществ
Слайд 21График зависимости от t – прямая линия, где -tgα=k
Для
СА = САо/2 имеем t0,5 = ln2/k,
т.е время полупревращения не зависит от СА.
т.е время полупревращения не зависит от СА.
Слайд 223) Реакции второго порядка
2А → продукты реакции
или
А +
В → продукты реакции
Интегральное уравнение:
Для t0,5, когда СА=САо/2 →
Реакции второго порядка – самые распространенные реакции
Интегральное уравнение:
Для t0,5, когда СА=САо/2 →
Реакции второго порядка – самые распространенные реакции
Слайд 23Есть реакции псевдопервого порядка, если концентрация одного из веществ большая и
практически не меняется.
СН3СООС2Н5 + Н2О → СН3СООН + С2Н5ОН
С(Н2О) ≈ const V ≈ k-Cэфира
СН3СООС2Н5 + Н2О → СН3СООН + С2Н5ОН
С(Н2О) ≈ const V ≈ k-Cэфира
Слайд 24Порядок реакции определяется:
Физическими методами
Химическими методами (по t0,5)
Биохимическими методами
Слайд 27Правило Вант-Гоффа (для небольших температур)
γ=2÷4 раз
Но для биохимических реакций
γ =
1,06 – 1,82 (при 310±50 К)
Слайд 28С. Аррениус создал теорию активных соударений. Уравнение Аррениуса:
где А – предэкспоненциальный множитель,
пропорциональный числу столкновений реагирующих частиц;
Еа – энергия активации реакции;
R = 8,31 ;
е – основание ln.
Еа – энергия активации реакции;
R = 8,31 ;
е – основание ln.
Слайд 29На рисунках показаны энергетические профили реакций: а) экзотермической, б) эндотермической.
Слайд 30Энергия активации - тот энергетический барьер, который должны преодолеть исходные вещества
по пути превращения в продукты реакции, [Дж/моль].
Слайд 31Для двух температур уравнение Аррениуса имеет вид:
или
k1 и k2 – константы
скорости при температурах Т1 и Т2
Слайд 32Катализ – это явление изменения скорости химических реакций в присутствии веществ,
которые после завершения реакции остаются в неизменном виде и количестве.
Положительный катализ - увеличение скорости реакции,
отрицательный катализ – уменьшение скорости реакции.
Катализаторы – увеличивают скорость реакции (вызывают положительный катализ).
Ингибиторы – уменьшают скорость реакции (вызывают отрицательный катализ).
Каталитические яды выводят катализаторы из строя, отравляя их.
Слайд 33Для ферментативных процессов:
где Е – энзим (фермент);
S – субстрат, вещество на которое
действует фермент;
ЕS – фермент-субстратный комплекс или интермедиат;
Р – продукты реакции.
ЕS – фермент-субстратный комплекс или интермедиат;
Р – продукты реакции.
Слайд 34Михаэлис и Ментен дали уравнение ферментативного катализа (уравнение Михаэлиса – Ментен)
Vст
– стационарная скорость (она равна начальной скорости);
[S] – равновесная концентрация субстрата;
KM – константа Михаэлиса, равная
Vm – максимальная скорость процесса, равная ,
[S] – равновесная концентрация субстрата;
KM – константа Михаэлиса, равная
Vm – максимальная скорость процесса, равная ,
где Со(Е) – начальная концентрация фермента, k`- число оборотов фермента.
Слайд 35Ферменты - белковые вещества. Содержат один или несколько активных центров, где
и происходит превращение субстратов.
Металлоферменты – содержат ионы металлов (Fe2+, Cu2+, Zn2+ и др.)
Металлоферменты – содержат ионы металлов (Fe2+, Cu2+, Zn2+ и др.)
Слайд 36Механизм действия ферментов заключается в изменении пути процесса превращения реагентов в
продукты. Новый путь характеризуется меньшим энергетическим барьером, т.е. меньшей энергией активации.
Обычно Еакт 10-100 кДж/моль
Ферменты ускоряют реакции в 104-105 раз.
Каталитические реакции – сложные, многостадийные. Катализатор учавствует в элементарном акте.
Обычно Еакт 10-100 кДж/моль
Ферменты ускоряют реакции в 104-105 раз.
Каталитические реакции – сложные, многостадийные. Катализатор учавствует в элементарном акте.
Слайд 37Итак, на скорость химических реакций оказывают влияние:
природа реагирующих веществ;
концентрации исходных веществ;
температура;
катализаторы;
давление (если реагируют газообразные вещества).
температура;
катализаторы;
давление (если реагируют газообразные вещества).
