Химическая кинетика - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Химическая кинетика. Доклад-сообщение содержит 26 слайдов. Презентации для любого класса можно скачать бесплатно. Если материал и наш сайт презентаций Mypresentation Вам понравились – поделитесь им с друзьями с помощью социальных кнопок и добавьте в закладки в своем браузере.

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1

Описание слайда:

Химическая кинетика Термодинамика рассматривает только энергетическую возможность протекания процесса и не дает информацию о том, как быстро он протекает: О2+2Н2→2Н2О ∆G

Слайд 2

Описание слайда:

Скорость химической реакции Скорость химической реакции - это количество вещества, которое реагирует за единицу времени, в единице объема реакционной среды.

Слайд 3

Описание слайда:

Механизм химической реакции Механизм химической реакции – это последовательность и количество элементарных актов взаимодействия реагентов (стадий), через которые протекает процесс. Простые реакции протекают в одну стадию. Сложные реакции протекают в несколько стадий, каждая из которых является простой реакцией.

Слайд 4

Описание слайда:

Факторы, влияющие на скорость химической реакции Природа реагирующих веществ. Размер частиц реагирующих веществ. Концентрация реагирующих веществ. Температура. Присутствие катализатора.

Слайд 5

Описание слайда:

Зависимость скорости реакции от концентрации Основной постулат химической кинетики или закон действующих масс: скорость химической реакции прямопропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в некоторые степени.

Слайд 6

Описание слайда:

Порядок реакции Показатели степеней x, y, z…называют частными порядками реакции по веществам А, В, С… Их сумма no =x+y+z+… называется общим порядком реакции или просто порядком реакции. Для простых реакций частные порядки реакции совпадают со стехиометрическими коэффициентами: x=a, y=b, z=c и тп. Для сложных не совпадают и определяются экспериментально.

Слайд 7

Описание слайда:

Молекулярность реакции Молекулярность реакции – число молекул, участвующих в элементарном акте химического превращения. Мономолекулярные реакции: A→B Бимолекулярные реакции: A+B→C+D Тримолекулярные реакции: A+B+C→D+E+F Участие в элементарном акте более трех молекул одновременно маловероятно. В отличие от молекулярности, порядок реакции, может быть нулевым, целочисленным и дробным.

Слайд 8

Описание слайда:

Зависимость скорости реакций от температуры Эмпирическое Правило Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10 0С константа скорости реакции возрастает в 2 – 4 раза:

Слайд 9

Описание слайда:

Теория активных соударений Влияние температуры на скорость химических реакций объясняется теорией активных столкновений (соударений) Аррениуса. Химическая реакция происходит в результате столкновения между частицами реагирующих веществ Для протекания реакции частицы должны обладать избыточной энергией - энергией активации. Реакция протекает, если частицы реагирующих веществ ориентированы определенным образом относительно друг друга.

Слайд 10

Описание слайда:

Теория активных соударений

Слайд 11

Описание слайда:

Изменение энергии в ходе реакции

Слайд 12

Описание слайда:

Слайд 13

Описание слайда:

Уравнение Аррениуса Уравнение Аррениуса (1889) дает точную зависимость константы скорости реакции (скорости) от температуры и энергии активации.

Слайд 14

Описание слайда:

Сложные реакции Сложные реакции состоят из двух и более простых реакций (стадий).

Слайд 15

Описание слайда:

Кинетика гетерогенных реакций Гомогенные реакции протекают в одной фазе: HCl+NaOH→NaCl+H2O Гетерогенные процессы протекают с участием нескольких фаз на границе их раздела. окисление металлов кислородов воздуха; процессы разложения веществ на электродах; экстракция, хроматография и др.

Слайд 16

Описание слайда:

Катализ Катализом называют явление изменения скорости реакции в присутствии веществ – катализаторов. Катализатор - это вещество, которое взаимодействуя с молекулами реагирующих веществ, изменяет скорость химической реакции и выделяется на последующих стадиях в химически неизменном виде. Различают гомогенный и гетерогеннный катализ. При гомогенном катализе катализатор и реагенты образуют одну фазу. При гетерогенном катализе катализатор находится в другой, чаще всего твердой фазе.

Слайд 17

Описание слайда:

Гомогенный катализ Механизм гомогенного катализа объясняется теорией промежуточных соединений. Согласно этой теории катализатор образует с одним из регентов нестойкое промежуточное соединение, которое затем взаимодействует с другим реагентом, после чего катализатор высвобождается в неизменном виде. Без катализатора реакция протекает в одну стадию. А+В↔АВ, с Еа1 (энергия активации) В присутствии катализатора (К) – в две стадии, при которых снижается энергия активации: А+К↔АК, с Еа2 АК+В→АВ+К, с Еа3 Еа1 > Еа2 + Еа3

Слайд 18

Описание слайда:

Ферментативный катализ Ферментативный катализ является одним из видов гомогенного катализа Ферментами называют белки, входящие в состав клеток и тканей, катализирующие биохимические реакции. В молекуле фермента в катализе принимают участие определенные участки молекулы, которые называются активными центрами. Механизм ферментативного катализа заключается в том, что фермент (Е) и субстрат (С) реагируют с образованием фермент-субстратного комплекса (ЕС), имеющего более высокую реакционную способность.

Слайд 19

Описание слайда:

Гетерогенный катализ Процесс гетерогенного катализа состоит из пяти стадий: диффузия исходных веществ к поверхности катализатора; адсорбция исходных веществ на активных центрах катализатора за счет химических или физических сил; взаимодействие адсорбированных веществ с образованием продуктов реакции; десорбция продуктов реакции с поверхности катализатора; диффузия продуктов в глубь фазы.

Слайд 20

Описание слайда:

Состояние химического равновесия

Слайд 21

Описание слайда:

Константа химического равновесия Закон действующих масс (К. Гульдберг и П. Вааге 1867 г): для обратимого процесса отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению концентраций реагирующих веществ, есть величина постоянная. Она называется константой химического равновесия. Для процессов, протекающих в газовой фазе константа равновесия (Кр) записывается с использованием парциальных давлений: Для реакций в растворах (Кс) – с использованием равновесных концентраций:

Слайд 22

Описание слайда:

Гомогенные и гетерогенные равновесия Гомогенные реакции в газовой фазе: N2+3H22NH3

Слайд 23

Описание слайда:

Смещение химического равновесия Влияние различных факторов на состояние химического равновесия определяется принципом Ле Шателье: Если на систему находящуюся в состоянии равновесия оказано внешнее воздействие (путем изменения температуры, давления или концентрации), то в системе происходит такое смещение равновесия, которое ослабляет это воздействие.

Слайд 24

Описание слайда:

Влияние концентрации Увеличение концентрации реагирующих веществ вызывает смещение химического равновесия в сторону образования продуктов реакции.

Слайд 25

Описание слайда:

Влияние температуры Повышение температуры вызывает смещение равновесия в сторону эндотермической реакции (∆H>0). Понижение температуры смещает равновесие в сторону экзотермической реакции (∆H

Слайд 26

Описание слайда:

Влияние давления Давление оказывает влияние только на реакции с участием газов (так меняет концентрации газообразных веществ). Повышение давления смещает равновесие в сторону реакции, идущей с уменьшением числа молей газообразных веществ, то есть в сторону уменьшения объема (1). Понижение давления смещает равновесие в сторону реакции, идущей с увеличением числа молей газообразных веществ, то есть в сторону увеличения объема (2). При равном числе молей реагирующих веществ и продуктов реакции (газов), изменение давление не оказывает влияния на химическое равновесие (3).

Теги Химическая кинетика

Похожие презентации