Презентация Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ онлайн
На нашем сайте вы можете скачать и просмотреть онлайн доклад-презентацию на тему Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ абсолютно бесплатно. Урок-презентация на эту тему содержит всего 60 слайдов. Все материалы созданы в программе PowerPoint и имеют формат ppt или же pptx. Материалы и темы для презентаций взяты из открытых источников и загружены их авторами, за качество и достоверность информации в них администрация сайта не отвечает, все права принадлежат их создателям. Если вы нашли то, что искали, отблагодарите авторов - поделитесь ссылкой в социальных сетях, а наш сайт добавьте в закладки.
Оцените презентацию от 1 до 5 баллов!
- Тип файла:ppt / pptx (powerpoint)
- Всего слайдов:60 слайдов
- Для класса:1,2,3,4,5,6,7,8,9,10,11
- Размер файла:1.25 MB
- Просмотров:78
- Скачиваний:0
- Автор:неизвестен
Слайды и текст к этой презентации:
№1 слайд
Содержание слайда: Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ
№2 слайд
Содержание слайда: Химическая кинетика
– это раздел химии, изучающий механизмы химических реакций и скорости их протекания.
Химические реакции
гомогенные гетерогенные
№3 слайд
Содержание слайда: В гомогенных реакциях отсутствуют поверхности раздела между реагентами (реагирующие вещества находятся в одном агрегатном состоянии), поэтому их взаимодействие протекает по всему объёму системы.
2NO(Г)+O2(Г)=2NO2(Г)
HNO3(P)+KOH(P)=KNO3(P)+H2O(P)
№4 слайд
Содержание слайда: В гетерогенных реакциях
есть поверхность раздела между реагентами (реагирующие вещества находятся в разных агрегатных состояниях), взаимодействие протекает на поверхности раздела фаз.
C(ТВ)+О2(Г)=СО2(Г)
№5 слайд
Содержание слайда: Скорость химической реакции
- изменение концентрации любого
участника реакции в единицу времени:
Знак «+» – для продуктов реакции, знак «–» – для исходных веществ.
Ед. измерения: моль/л·с, или моль/м2·с.
№6 слайд
Содержание слайда:
№7 слайд
Содержание слайда: Скорость в данный момент времени
( ) называется истинной скоростью реакции
Скорость за промежуток времени ∆t –средняя скорость.
№8 слайд
Содержание слайда: Факторы, влияющие на скорость реакции:
природа реагирующих веществ;
концентрация;
давление (только для газов);
температура;
наличие катализатора;
площадь поверхности раздела фаз (для гетерогенных реакций).
№9 слайд
Содержание слайда: Реакции по механизму их протекания
простые (элементарные реакции) – это реакции, протекающие в одну стадию.
сложные реакции – это реакции, протекающие в несколько стадий, каждая из которых является простой реакцией.
№10 слайд
Содержание слайда: Большинство хим. и все биохим. реакции – сложные.
В сложных реакциях скорости отдельных стадий могут резко отличаться друг от друга. В этом случае скорость сложной реакции в целом будет определяться скоростью наиболее медленной стадии, называемой скоростьопределяющей или лимитирующей стадией.
№11 слайд
Содержание слайда: 2N2O5=4NO2+O2
1 стадия (медленная):
N2O5=N2O3+O2
2 стадия (быстрая):
N2O5+N2O3=4NO2
Скорость всей реакции определяется скоростью 1 стадии.
№12 слайд
Содержание слайда: Влияние природы реагирующих веществ определяется их составом и видом частиц, участвующих в реакции.
Оксид натрия бурно реагирует с водой:
Na2O+2H2O→2NaOH+H2
Оксид кремния в воде не растворим:
SiO2+H2O→нет реакции
№13 слайд
Содержание слайда: Реакции между молекулами протекают обычно медленно, между ионами и радикалами – быстро:
H2 + I2 2HI
H+ + OH– H2O
H• + •CH3 CH4
№14 слайд
Содержание слайда: Влияние концентрации и давления на скорость реакции.
Для элементарных реакций справедлив закон действующих масс Гульберга-Вааге:
при постоянной температуре скорость гомогенной химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.
№15 слайд
Содержание слайда: Для простой реакции aA(р) + bB(р) = dD(р)
v=k·Сa(А) ·Сb(В)
где С(А) и С(В) - концентрации веществ А и В соответственно;
a и b - стехиометрические коэффициенты реагентов;
k - константа скорости реакции, численно равна скорости реакции при концентрациях всех реагирующих компонентов равных 1 М
№16 слайд
Содержание слайда: Для реакции в газовой фазе
aA(г) + bB(г) = dD(г)
Вместо концентраций можно использовать давления:
v=k·Рa(А) ·Рb(В)
№17 слайд
Содержание слайда: Выражения
v=k·Сa(А) ·Сb(В) и v=k·Рa(А) ·Рb(В)
называются кинетическими уравнениями реакции.
коэффициент a - порядок реакции по реагенту А,
коэффициент b - порядок реакции по реагенту В (это частные порядки по реагентам).
Общий порядок реакции равен сумме коэффициентов a+b.
№18 слайд
Содержание слайда: Порядок сложной реакции не совпадает
со стехиометрическими коэф-ми реакции, поэтому кинетическое уравнение для сложной реакции определяют экспериментально.
Концентрация твердого вещества и растворителя в кинетическом уравнении не учитывается, так как остается практически постоянной, поэтому частный порядок по твердому реагенту и по растворителю всегда равен нулю.
№19 слайд
Содержание слайда: Например, для реакции
H2(г) + Сl2(г) → 2НСl(г)
кинетическое уравнение
частный порядок по H2 равен 1, частный порядок по Cl2 равен 1, общий порядок равен 2.
№20 слайд
Содержание слайда: Для реакции
Zn(тв) + 2HCl(р) → ZnСl2(р) + H2(г) кинетическое уравнение
v = k·C2HCl
частный порядок по Zn равен 0, частный порядок по HCl равен 2, общий порядок равен 2.
№21 слайд
Содержание слайда: Для реакции
2Na(тв) + H2O(р) → 2NaOH(р) + H2(г)
кинетическое уравнение
v = k
частный порядок по Na равен 0, частный порядок по H2О равен 0, общий порядок равен 0.
№22 слайд
Содержание слайда: Молекулярность реакции – это количество молекул, участвующих в элементарном процессе.
Для простых реакций молекулярность совпадает с порядком реакции.
№23 слайд
Содержание слайда: мономолекулярные (участвует одна частица)
СаСО3=СаО+СО2,
бимолекулярные (участвуют две частицы)
2NO2=N2O4,
тримолекулярные реакции (участвуют три частицы)
2NO+Cl2=2NOCl.
Молекулярность >3 не бывает
№24 слайд
Содержание слайда: Для кинетической характеристики реакции используют не скорость, а константу скорости реакции k.
Константа скорости реакции зависит от:
природы реагирующих веществ;
температуры системы;
наличия в ней катализатора.
№25 слайд
Содержание слайда: Влияние температуры на
скорость реакции.
№26 слайд
Содержание слайда:
№27 слайд
Содержание слайда: Правило Вант-Гоффа:
С увеличением температуры на каждые 10º скорость химической реакции возрастает в 2-4 раза:
где - скорости реакции при температурах соответственно;
- температурный коэффициент.
№28 слайд
Содержание слайда: Так как скорость реакции обратно пропорциональна времени, затраченного на реакцию, то правило Вант-Гоффа можно записать так:
где - время, затраченное на реакцию при температурах соответственно.
№29 слайд
Содержание слайда: для хим. реакций
для ферментативных (биохим.) реакций
Поэтому колебания температуры тела человека в пределах даже 1º очень сильно сказывается на биохим. процессах.
№30 слайд
Содержание слайда: Зависимость скорости реакции от температуры более точно описывается
теорией активных столкновений Аррениуса:
№31 слайд
Содержание слайда: к химическому взаимодействию приводит не каждое столкновение частиц, а только те столкновения, в которых участвуют частицы, обладающие энергией, необходимой для данного взаимодействия (энергией активации), при этом частицы при столкновении должны быть определенным образом сориентированы относительно друг друга.
№32 слайд
Содержание слайда: Энергия активации Еа
– это минимальная энергия взаимодействующих частиц, достаточная для того, чтобы все частицы вступили в химическую реакцию.
Для реакции А+В=С+D
№33 слайд
Содержание слайда:
№34 слайд
Содержание слайда: [А…В] – активированный комплекс (промежуточный комплекс молекул, в котором одновременно разрываются старые связи и образуются новые).
Энергия активации связана с константой скорости реакции уравнением Аррениуса
№35 слайд
Содержание слайда: где - константа скорости реакции при температуре Т (К),
А – предэкспоненциальный множитель (коэффициент Аррениуса),
е – основание натурального логарифма,
Ea – энергия активации реакции, Дж/моль,
R=8,314 Дж/моль·К – универсальная газовая постоянная.
№36 слайд
Содержание слайда: Уравнение Аррениуса выведено экспериментально, из него следует, что чем больше энергия активации, тем меньше будут константа и скорость химической реакции.
№37 слайд
Содержание слайда: Влияние катализатора на скорость реакции.
Катализатором называют вещество, участвующее в реакции и изменяющее ее скорость, но остающееся химически неизменным в результате реакции.
Селективное изменение скорости химической реакции под действием катализатора называется катализом.
№38 слайд
Содержание слайда: Катализ бывает положительный, когда скорость реакции возрастает, и отрицательный, когда скорость реакции уменьшается (в этом случае катилизатор называют ингибитором).
Два типа каталитических реакций: гомогенный катализ (катализатор и реакционная смесь находятся в одной фазе) и гетерогенный катализ (катализатор и реакционная смесь находятся в разных фазах).
№39 слайд
Содержание слайда: Гомогенный катализ
В гомогенных каталитических
реакциях скорость пропорциональна количеству катализатора.
Реакция направляется по пути с меньшей энергией активации, или катализатор способствует определенной ориентации молекул в пространстве.
№40 слайд
Содержание слайда: Сущность механизма действия катализатора при гомогенном катализе заключается в образовании промежуточного реакционноспособного соединения:
А+В = [А…В]kat = С+D
№41 слайд
Содержание слайда:
№42 слайд
Содержание слайда: Механизм действия ингибитора
не связан с понижением энергии активации. Ингибитор вступает во взаимодействие с каким-либо промежуточным веществом, тем самым удаляя его из реакционной смеси.
№43 слайд
Содержание слайда: Гетерогенный катализ
Механизм гетерогенного катализа объясняется теорией активированной адсорбции. Адсорбция – это свойство вещества поглощать на своей поверхности другие вещества.
№44 слайд
Содержание слайда:
№45 слайд
Содержание слайда: На активных центрах поверхности катализатора адсорбируются реагирующие вещества. Процесс протекает в несколько стадий, и промежуточными являются поверхностные соединения. Это приводит к снижению энергии активации. Катализатор ведет реакцию по другому пути, чем тот, по которому реакция протекает без катализатора.
№46 слайд
Содержание слайда: В гетерогенных реакциях увеличение поверхности соприкосновения фаз равносильно увеличению концентрации, поэтому катализатор всегда измельчают и наносят на инертный носитель с развитой поверхностью (пемза, силикагель).
№47 слайд
Содержание слайда: Активность катализатора может изменяться под влиянием добавок.
добавки
№48 слайд
Содержание слайда: биологические катализаторы –
ферменты (энзимы) – это белковые молекулы, которые катализируют химические реакции в живых системах.
№49 слайд
Содержание слайда: В живой клетке одновременно протекают много химических реакций, одно и тоже вещество является реагентом или продуктом не одной, а нескольких (сопряженных) реакций.
№50 слайд
Содержание слайда: Сопряженными называют реакции, каждая из которых происходит только при условии протекания другой реакции, причем обе имеют общий промежуточный продукт.
№51 слайд
Содержание слайда: Такой продукт может играть роль катализатора или ингибитора для реакций, протекающих в клетке:
явление автокатализа или
автоингибирования.
№52 слайд
Содержание слайда: Автокатализ – это самоускорение реакции, обусловленное накоплением конечного или промежуточного продукта, обладающего каталитическим действием на данную реакцию.
№53 слайд
Содержание слайда: Химическое равновесие.
Химические реакции
№54 слайд
Содержание слайда: Состояние обратимого процесса, при котором скорости прямой и обратной реакции равны, называют химическим равновесием.
Концентрации всех веществ системы, которые устанавливаются в ней при наступлении состояния химического равновесия, называются равновесными концентрациями.
( [HCl], [CH3COOH] )
№55 слайд
Содержание слайда: Для реакции
aА(г)+bB(г) cC(г)+ dD(г)
кинетическое уравнение прямой реакции
v=k·[A]a ·[B]b
кинетическое уравнение обратной реакции
v=k·[C]c ·[D]d
№56 слайд
Содержание слайда: В условиях равновесия v = v
тогда k·[A]a·[B]b = k·[C]c·[D]d
k [C]c·[D]d
k [A]a·[B]b
- математическое выражение закона действующих масс для обратимых процессов.
№57 слайд
Содержание слайда: КР - константа химического равновесия, зависит от природы реагирующих веществ, от температуры, но не зависит от присутствия катализатора.
если КP >1 - в равновесной смеси преобладают продукты прямой реакции;
если КP <1 - преобладают исходные вещества.
№58 слайд
Содержание слайда: Химические реакции:
экзотермические (с выделением теплоты, Q>0, ∆Н<0)
2NO+O2↔2NO2 +113 кДж
(или 2NО+O2↔2NO2; ∆Н=-113 кДж)
эндотермические (с поглощением теплоты, Q<0, ∆Н>0).
N2+O2↔2NO-180 кДж
(или N2+O2↔2NO; ∆Н=+180 кДж)
№59 слайд
Содержание слайда: принцип Ле Шателье:
Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывать воздействие путем изменения концентрации реагентов, давления или температуры в системе, то равновесие всегда смещается в направлении той реакции, протекание которой ослабляет это воздействие.
№60 слайд
Содержание слайда: для реакции
2SO2+O2=2SO3; ∆H<0
↑ [SO2] смещает равновесие вправо;
↓ [SO2] смещает равновесие влево;
↑ p смещает равновесие вправо;
↓p смещает равновесие влево;
↑ T смещает равновесие влево;
↓ T смещает равновесие вправо.
Скачать все slide презентации Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ одним архивом:
