План 1. Хімічна кінетика та швидкість хімічних реакцій. 2. Закон діючих мас. 3. Вплив температури на швидкість реакцій. Енергія активації. 4. Каталіз. - презентация

1 План 1. Хімічна кінетика та швидкість хімічних реакцій. 2. Закон діючих мас. 3. Вплив температури на швидкість реакцій. Енергія активації. 4. Каталіз.

2 2 Свіжовідрізіна скибочка яблука досить швидко на повітрі вкривається коричневою плівкою; бронзовий памятник у вологому повітрі повільно вкривається нальотом зеленого кольору – основного карбоната купруму. Петарда, кинута у полумя, миттєво вибухає.

3 1.Швидкість хімічних реакцій Хімічна кінетика – розділ хімії, який вивчає швидкість та механізм хімічних перетворень.

4 Фазою називають однорідну частину системи, однакову за складом та властивостями і відокремлену від інших фаз поверхнею поділу.

5 Гомогенні: Гомогенні: N 2 (г) + H 2 (г) NH 3 (г) Гетерогенні: Гетерогенні: Mg (т) + HCl (р-н) MgCl 2 (р-н) + H 2 (г) Класифікація хімічних реакцій за кількістю реагуючих фаз

6 1.Швидкість хімічних реакцій А А А А А А В В В В В В В А В Гомогенна система В А А А А А А А А А А А А А ВВВВВВ ВВВВВВ Гетерогенна система

7 Швидкість хімічної реакції визначають як зміну концентрації реагуючих речовин або продуктів реакції за одиницю часу. с с1с1 с2с2 с А В моль/л (хв) t t t1t1 t2t2 A В Швидкість реакції :

8 Швидкість хімічної реакції залежить від: а) природи реагуючих речовин б) концентрації реагуючих речовин в) тиску г)температури е) наявності каталізатора Для гетерогенних систем – ще і від площі стикання

9 2. Закон діючих мас

10 1. Гомогенні системи Для синтезу амоніаку N 2 (г) + 3Н 2 (г) 2NН 3 (г) закон діючих мас (ЗДМ) у математичній формі має вигляд: υ пр = k пр [N 2 ]·[H 2 ] 3 Для зворотної реакції υ зв = k зв [NH 3 ] 2

11 2. Гетерогенні системи Для реакції С (т) + О 2 (г) СО 2(г) υ пр = k пр [О 2 ] υ зв = k зв [СО 2 ] Швидкість реакції у гетерогенній системі залежить лише від концентрації газоподібної фази.

12

13 3. Вплив температури на швидкість хімічних реакцій Правило Вант-Гоффа: Підвищення температури на кожні 10 градусів збільшує швидкість реакції в 2-4 рази. де υ Т1, υ Т2 - швидкості реакції відповідно при початковій (Т 1 ) та кінцевій (Т 2 ) температурах, - температурний коефіцієнт швидкості реакції, що показує, в скільки разів збільшується швидкість реакції з підвищенням температури на 10 o С (10 К). ( = 2 - 4). 13

14 Теорія активованого комплексу. - активований комплекс А А В В + А В А В + А В А В + ЕаЕа Е а ΔЕ Енергія Енергія активації (Е а ) – мінімальна кількість енергії, яку необхідно надати системі, щоб відбулася хімічна реакція. Термін введений Сванте Августом Арреніусом в 1889 р. Енергія вихідних сполук Енергія продуктів реакції 14

15 4. Хімічна рівновага Стан системи, при якому швидкість прямої реакції рівна швидкості зворотної, називається хімічною рівновагою. H 2 (г) + I 2 (г) 2HI (г) υ пр = k 1 [H 2 ][I 2 ] υ зв = k 2 [HІ] 2 В умовах рівноваги (υ пр = υ зв ) можна записати: k 1 [Н 2 ] р [I 2 ] р = k 2 [НI] р ² або k 1 k 2 = [НI] р 2 [Н 2 ] р [I 2 ] р де [Н 2 ] р, [I 2 ] р і [НI] р – рівноважні концентрації відповідних сполук, моль/дм 3. 15

16 4. Хімічна рівновага Відношення константи швидкості прямої та зворотньої реакцій називається константою рівноваги даної реакції (К рівн ): К рівн = [HI] p 2 / [H 2 ] p [I 2 ] p Для гомогенної реакції в загальному вигляді а А + в В с С + d D 16

17 4. Принцип Ле-Шательє: Якщо на систему, що перебуває в рівновазі, подіяти зовнішнім фактором (зміною концентрації, температури, тиску), то рівновага зміститься у напрямку процесу, який зменшить цю дію. 17

18 Вплив тиску і температури на рівновагу При підвищенні температури рівновага системи, що перебуває у стані рівноваги, зміщується у напрямку ендотермічної реакції, а при зниженні - у напрямку екзотермічної. Підвищення тиску призводить до зміщення рівноваги в бік утворення тих речовин, які займають меншу суму мольних обємів. Якщо обєм системи не змінюється, то тиск не впливатиме на стан рівноваги. 18

19 Вплив тиску і температури на рівновагу N 2(г) + 3H 2(г) = 2NH 3(г), ΔH= – 92 кДж ΔH – тепловміст системи (Q = –ΔH) Q – теплота реакції Реакція екзотермічна Збільшення температури зміщуватиме рівновагу у сторону зворотної реакції, зменшення – у сторону прямої До реакції:1+3=4 мольні обєми Після реакції:2 мольні обєми Реакція проходить із зменшенням сумарного мольного обєму, а, отже, із зменшенням тиску. При збільшенні тиску пройде пряма реакція до встановлення нового рівноважного стану. 19