🗊Презентация Химическая кинетика

Категория: Химия
Нажмите для полного просмотра!
Химическая кинетика, слайд №1Химическая кинетика, слайд №2Химическая кинетика, слайд №3Химическая кинетика, слайд №4Химическая кинетика, слайд №5Химическая кинетика, слайд №6Химическая кинетика, слайд №7Химическая кинетика, слайд №8Химическая кинетика, слайд №9Химическая кинетика, слайд №10Химическая кинетика, слайд №11Химическая кинетика, слайд №12Химическая кинетика, слайд №13Химическая кинетика, слайд №14Химическая кинетика, слайд №15Химическая кинетика, слайд №16Химическая кинетика, слайд №17Химическая кинетика, слайд №18Химическая кинетика, слайд №19Химическая кинетика, слайд №20Химическая кинетика, слайд №21Химическая кинетика, слайд №22Химическая кинетика, слайд №23Химическая кинетика, слайд №24Химическая кинетика, слайд №25Химическая кинетика, слайд №26Химическая кинетика, слайд №27Химическая кинетика, слайд №28Химическая кинетика, слайд №29Химическая кинетика, слайд №30
Скачать

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Химическая кинетика. Доклад-сообщение содержит 30 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


ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА Скорость химической реакции - - развитие реакции во времени
Описание слайда:
ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА Скорость химической реакции - - развитие реакции во времени

Слайд 2


План лекции 1. Основные понятия 2. Классификация процессов 3. Скорость химической реакции 4. Влияние концентрации реагента на скорость реакции 5. Влияние температуры на скорость 6. Явление катализа
Описание слайда:
План лекции 1. Основные понятия 2. Классификация процессов 3. Скорость химической реакции 4. Влияние концентрации реагента на скорость реакции 5. Влияние температуры на скорость 6. Явление катализа

Слайд 3


Химическая кинетика - раздел химии, изучающий скорость и механизмы химических реакций Химическая кинетика - раздел химии, изучающий скорость и механизмы химических реакций Термодинамика - наука о макросистемах Химическая кинетика рассматривает их механизм реакций на уровне отдельных частиц Кинетика и термодинамика дают целостное представление о закономерностях протекания реакций
Описание слайда:
Химическая кинетика - раздел химии, изучающий скорость и механизмы химических реакций Химическая кинетика - раздел химии, изучающий скорость и механизмы химических реакций Термодинамика - наука о макросистемах Химическая кинетика рассматривает их механизм реакций на уровне отдельных частиц Кинетика и термодинамика дают целостное представление о закономерностях протекания реакций

Слайд 4


Классификация процессов по фазовому составу 1) гомогенные - протекающие по всему объему реагирующих веществ 2) гетерогенные - протекающие на границе фаз 3) топохимические c изменением структуры реагирующих твердых в-в Пример: разложение карбонатов при to CaCO3 (кр)=CaO(кр)+CO2 (газ)
Описание слайда:
Классификация процессов по фазовому составу 1) гомогенные - протекающие по всему объему реагирующих веществ 2) гетерогенные - протекающие на границе фаз 3) топохимические c изменением структуры реагирующих твердых в-в Пример: разложение карбонатов при to CaCO3 (кр)=CaO(кр)+CO2 (газ)

Слайд 5


Молекулярность реакций По числу молекул одновременно участвующих в хим. превращении простые реакции делятся на: Мономолекулярные N2O4 = 2NO2 Бимолекулярные NO + H2O = NO2 + H2 Тримолекулярные 2NO + Cl2 = 2NOCl
Описание слайда:
Молекулярность реакций По числу молекул одновременно участвующих в хим. превращении простые реакции делятся на: Мономолекулярные N2O4 = 2NO2 Бимолекулярные NO + H2O = NO2 + H2 Тримолекулярные 2NO + Cl2 = 2NOCl

Слайд 6


Скорость химической реакции это число элементарных актов взаимодействия, происходящих в единицу времени в единице объема для гомогенных реакций или на единице поверхности раздела фаз для гетерогенных реакций: Vгом = =  Vгетер =
Описание слайда:
Скорость химической реакции это число элементарных актов взаимодействия, происходящих в единицу времени в единице объема для гомогенных реакций или на единице поверхности раздела фаз для гетерогенных реакций: Vгом = =  Vгетер =

Слайд 7


Скорость как функция изменения концентрации Взаимодействия атомов и молекул фиксировать невозможно, поэтому о скоростях реакций судят по изменению различных параметров: концентрации реагентов или продуктов за определенный промежуток времени, (а также массы, давления, объема, окраски, электропроводности, и т. д.)
Описание слайда:
Скорость как функция изменения концентрации Взаимодействия атомов и молекул фиксировать невозможно, поэтому о скоростях реакций судят по изменению различных параметров: концентрации реагентов или продуктов за определенный промежуток времени, (а также массы, давления, объема, окраски, электропроводности, и т. д.)

Слайд 8


Скорость средняя и мгновенная Средняя скорость: Мгновенная скорость:
Описание слайда:
Скорость средняя и мгновенная Средняя скорость: Мгновенная скорость:

Слайд 9


Для реакции в общем виде скорость химической реакции с учетом стех-ких коэффициентов: Для реакции в общем виде скорость химической реакции с учетом стех-ких коэффициентов: aA + bB = cC + dD Vt = - = - = =
Описание слайда:
Для реакции в общем виде скорость химической реакции с учетом стех-ких коэффициентов: Для реакции в общем виде скорость химической реакции с учетом стех-ких коэффициентов: aA + bB = cC + dD Vt = - = - = =

Слайд 10


Факторы, влияющие на скорость реакции Природа Концентрация веществ Температура Катализаторы На скорость гетерогенных р-ций кроме того влияет величина поверхности, т.е. размер частиц твердого вещества На скорость цепных реакций – размеры и форма реакционного сосуда
Описание слайда:
Факторы, влияющие на скорость реакции Природа Концентрация веществ Температура Катализаторы На скорость гетерогенных р-ций кроме того влияет величина поверхности, т.е. размер частиц твердого вещества На скорость цепных реакций – размеры и форма реакционного сосуда

Слайд 11


Влияние природы и концентрации реагентов на скорость реакций Закон действующих масс К. Гульдберг, П. Вааге (1867), Я. Вант-Гофф (1877) Скорость простой реакции при постоянной температуре пропорциональна произведению концентраций реагентов в степени их стехиом-х коэффициентов
Описание слайда:
Влияние природы и концентрации реагентов на скорость реакций Закон действующих масс К. Гульдберг, П. Вааге (1867), Я. Вант-Гофф (1877) Скорость простой реакции при постоянной температуре пропорциональна произведению концентраций реагентов в степени их стехиом-х коэффициентов

Слайд 12


В общем случае: В общем случае: aA + bB + dD + ..... V = kC  C  C  ......
Описание слайда:
В общем случае: В общем случае: aA + bB + dD + ..... V = kC  C  C  ......

Слайд 13


Кинетическое уравнение Для простой реакции: аА + bВ = сС +dD математическое выражение ЗДМ: V = k C C V – скорость реакции k – константа скорости реакции CA и CB – молярные конц-ции реаг-в а и b – кинетический порядок реакции по веществу А и В соответственно
Описание слайда:
Кинетическое уравнение Для простой реакции: аА + bВ = сС +dD математическое выражение ЗДМ: V = k C C V – скорость реакции k – константа скорости реакции CA и CB – молярные конц-ции реаг-в а и b – кинетический порядок реакции по веществу А и В соответственно

Слайд 14


Пример записи кинетического уравнения простой реакции 1) C2H5OH = C2H4 + H2O V=kС(C2H5OH) 2) 2HI = H2 + I2 V = k С2(HI) 3) 2NO + Cl2 = 2NOCl V = k C2(NO)C(Cl2) Общий кинетич-й порядок простой реакции равен ее молекулярности
Описание слайда:
Пример записи кинетического уравнения простой реакции 1) C2H5OH = C2H4 + H2O V=kС(C2H5OH) 2) 2HI = H2 + I2 V = k С2(HI) 3) 2NO + Cl2 = 2NOCl V = k C2(NO)C(Cl2) Общий кинетич-й порядок простой реакции равен ее молекулярности

Слайд 15


Кинетическое уравнение сложной реакции аА + bВ=сС + dD V = k C C m и n – небольшие целые или дробные числа, определяются опытным путем (не совпадает с коэффициентами в уравнении)
Описание слайда:
Кинетическое уравнение сложной реакции аА + bВ=сС + dD V = k C C m и n – небольшие целые или дробные числа, определяются опытным путем (не совпадает с коэффициентами в уравнении)

Слайд 16


Пример: Реакцию 2H2(г) + O2(г) = 2H2O(г) провели при одном давлении, а затем при давлении в 10 раз большем. Пример: Реакцию 2H2(г) + O2(г) = 2H2O(г) провели при одном давлении, а затем при давлении в 10 раз большем. Как изменилась скорость реакции , если кинетическое уравнение сложной цепной реакции имеет вид: V = k [H2]0,4 • [O2]0,3 Решение: При росте Р в 10 раз [H2] и [O2] ув-ся в 10 раз, тогда V1 = k(10[H2])0,4(10[O2])0,3 = 100,7 Ответ: Cк-ть увел-сь в 100,7, т.е. в 5 раз
Описание слайда:
Пример: Реакцию 2H2(г) + O2(г) = 2H2O(г) провели при одном давлении, а затем при давлении в 10 раз большем. Пример: Реакцию 2H2(г) + O2(г) = 2H2O(г) провели при одном давлении, а затем при давлении в 10 раз большем. Как изменилась скорость реакции , если кинетическое уравнение сложной цепной реакции имеет вид: V = k [H2]0,4 • [O2]0,3 Решение: При росте Р в 10 раз [H2] и [O2] ув-ся в 10 раз, тогда V1 = k(10[H2])0,4(10[O2])0,3 = 100,7 Ответ: Cк-ть увел-сь в 100,7, т.е. в 5 раз

Слайд 17


Скорость гетерогенных реакций зависит от удельной поверхности и концентраций реагентов в газовой фазе или в растворе V=kSуд(реаг)С(реаг) Пример: CaO(к)+CO2(г)=CaCO3(г) V=kSуд(CaO)С(CO2) Sуд(CaO) – уд. поверхность оксида
Описание слайда:
Скорость гетерогенных реакций зависит от удельной поверхности и концентраций реагентов в газовой фазе или в растворе V=kSуд(реаг)С(реаг) Пример: CaO(к)+CO2(г)=CaCO3(г) V=kSуд(CaO)С(CO2) Sуд(CaO) – уд. поверхность оксида

Слайд 18


Уд. поверхность по ходу реакции мало изменяется , поэтому ее объединяют с конст. скорости р-ции Уд. поверхность по ходу реакции мало изменяется , поэтому ее объединяют с конст. скорости р-ции Пример: записать кинетическое уравнение гетерогенной реакции: C(к) + O2(г) = CO2 (г) объяснить, почему на тепловых электростанциях уголь перед сжиганием измельчают Ответ:V = kSуд(C)С(O2) или V =ki С(O2)
Описание слайда:
Уд. поверхность по ходу реакции мало изменяется , поэтому ее объединяют с конст. скорости р-ции Уд. поверхность по ходу реакции мало изменяется , поэтому ее объединяют с конст. скорости р-ции Пример: записать кинетическое уравнение гетерогенной реакции: C(к) + O2(г) = CO2 (г) объяснить, почему на тепловых электростанциях уголь перед сжиганием измельчают Ответ:V = kSуд(C)С(O2) или V =ki С(O2)

Слайд 19


Константа равновесия с позиции кинетики Для простой обратимой реакции: аА+bВ сС+dД V = Vпр–Vобр = kпрC C –kобрC C В состоянии равновесия: Vпр = Vобр; kпр[A]a[B]b = kобр[C]c[Д]d
Описание слайда:
Константа равновесия с позиции кинетики Для простой обратимой реакции: аА+bВ сС+dД V = Vпр–Vобр = kпрC C –kобрC C В состоянии равновесия: Vпр = Vобр; kпр[A]a[B]b = kобр[C]c[Д]d

Слайд 20


Зависимость скорости от температуры (Правило Вант-Гоффа) При увеличении температуры на 10 градусов скорость простой реакции возрастает в 2  4 раза: Т  Т0 ,  - темпер-ый коэф-т
Описание слайда:
Зависимость скорости от температуры (Правило Вант-Гоффа) При увеличении температуры на 10 градусов скорость простой реакции возрастает в 2  4 раза: Т  Т0 ,  - темпер-ый коэф-т

Слайд 21


Теория активации Аррениуса Хим. реакция может происходить только при столкновении активных частиц, т.е. тех, которые обладают характерной для данной реакции энергией, необходимой для преодоления сил отталкивания между электронными оболочками частиц
Описание слайда:
Теория активации Аррениуса Хим. реакция может происходить только при столкновении активных частиц, т.е. тех, которые обладают характерной для данной реакции энергией, необходимой для преодоления сил отталкивания между электронными оболочками частиц

Слайд 22


Энергия активации (Еа, кДж/моль) – это избыточный запас энергии молекулы над средне статистическим запасом энергии, позволяющий молекуле реализовать хим. взаимодействие Энергия активации (Еа, кДж/моль) – это избыточный запас энергии молекулы над средне статистическим запасом энергии, позволяющий молекуле реализовать хим. взаимодействие
Описание слайда:
Энергия активации (Еа, кДж/моль) – это избыточный запас энергии молекулы над средне статистическим запасом энергии, позволяющий молекуле реализовать хим. взаимодействие Энергия активации (Еа, кДж/моль) – это избыточный запас энергии молекулы над средне статистическим запасом энергии, позволяющий молекуле реализовать хим. взаимодействие

Слайд 23


Cогласно молекулярно-кинетической теории газов для каждой системы существует порог энергии Еа , начиная с которого энергия достаточна для протекания реакции Cогласно молекулярно-кинетической теории газов для каждой системы существует порог энергии Еа , начиная с которого энергия достаточна для протекания реакции Еа меняется от 0 до 500кДж/моль
Описание слайда:
Cогласно молекулярно-кинетической теории газов для каждой системы существует порог энергии Еа , начиная с которого энергия достаточна для протекания реакции Cогласно молекулярно-кинетической теории газов для каждой системы существует порог энергии Еа , начиная с которого энергия достаточна для протекания реакции Еа меняется от 0 до 500кДж/моль

Слайд 24


Еа - велика, скорость реакции – мала Еа - велика, скорость реакции – мала Еа – мала, скорость – велика Уравнение Аррениуса
Описание слайда:
Еа - велика, скорость реакции – мала Еа - велика, скорость реакции – мала Еа – мала, скорость – велика Уравнение Аррениуса

Слайд 25


Определение энергии активации
Описание слайда:
Определение энергии активации

Слайд 26


Катализ
Описание слайда:
Катализ

Слайд 27


Катализ – это явление ускорения реакции под действием веществ не расходующихся в реакции Катализ – это явление ускорения реакции под действием веществ не расходующихся в реакции Каталитические реакции – это реакции, в которых изменяется путь при неизменных реагентах и продуктах
Описание слайда:
Катализ – это явление ускорения реакции под действием веществ не расходующихся в реакции Катализ – это явление ускорения реакции под действием веществ не расходующихся в реакции Каталитические реакции – это реакции, в которых изменяется путь при неизменных реагентах и продуктах

Слайд 28


Катализатор – это вещество, которое многократно участвует в промежуточных стадиях реакции, но выходит из нее химически неизменным Катализатор – это вещество, которое многократно участвует в промежуточных стадиях реакции, но выходит из нее химически неизменным Еа промежуточных стадий с участием катализатора меньше, чем Еа р-ции без катализатора
Описание слайда:
Катализатор – это вещество, которое многократно участвует в промежуточных стадиях реакции, но выходит из нее химически неизменным Катализатор – это вещество, которое многократно участвует в промежуточных стадиях реакции, но выходит из нее химически неизменным Еа промежуточных стадий с участием катализатора меньше, чем Еа р-ции без катализатора

Слайд 29


Гомогенный катализ (кат-р и реагент образуют одну фазу) Пример: получение SO3 окислением SO2 в технологии получения H2SO4 Катализатор NO2 ; все вещества - газы 1) SO2 + NO2 = SO3 + NO 2) NO + 1/2О2 = NO2 SO2 + 1/2О2 = SO3
Описание слайда:
Гомогенный катализ (кат-р и реагент образуют одну фазу) Пример: получение SO3 окислением SO2 в технологии получения H2SO4 Катализатор NO2 ; все вещества - газы 1) SO2 + NO2 = SO3 + NO 2) NO + 1/2О2 = NO2 SO2 + 1/2О2 = SO3

Слайд 30


Гетерогенный катализ Получение H2SO4 с помощью Pt кат-ра SO2 (г) + 1/2О2 (г) = SO3 (г) Эффективность гетерогенных кат-ров больше чем гомогенных Скорость реакций в гомогенном катализе зависит от концентрации кат-ра, а для гетерогенного - от его удельной поверхности
Описание слайда:
Гетерогенный катализ Получение H2SO4 с помощью Pt кат-ра SO2 (г) + 1/2О2 (г) = SO3 (г) Эффективность гетерогенных кат-ров больше чем гомогенных Скорость реакций в гомогенном катализе зависит от концентрации кат-ра, а для гетерогенного - от его удельной поверхности

Скачать

Похожие презентации
Mypresentation.ru
Загрузить презентацию