Химическая кинетика - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Химическая кинетика. Доклад-сообщение содержит 73 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 Скорость химических реакций. Химическое равновесие

Слайд 2

Описание слайда:

Основные понятия Кинетика – наука о скоростях и механизмах процессов Химическая кинетика изучает скорости и механизмы химических реакций

Слайд 3

Описание слайда:

Скорость химической реакции Под скоростью химической реакции понимается число элементарных актов взаимодействия реагентов в единицу времени (сек., мин., час) в единице объема (мл, литр, м3) для гомогенных реакций или на единице поверхности для гетерогенных реакций.

Слайд 4

Описание слайда:

Скорость химической реакции На практике скорость химической реакции выражается изменением концентрации реагентов или продуктов в единицу времени.

Слайд 5

Описание слайда:

Слайд 6

Описание слайда:

Слайд 7

Описание слайда:

Слайд 8

Описание слайда:

Классификация химических реакций а) Гомогенные- реакции в которых реагенты находятся в одном агрегатном состоянии

Слайд 9

Описание слайда:

Влияние концентраций реагирующих веществ на скорость реакций В

Слайд 10

Описание слайда:

Классификация химических реакций

Слайд 11

Описание слайда:

Простые химические реакции Простая или элементарная реакция протекает в одну стадию, без образования промежуточных веществ. Простые реакции делятся на: мономолекулярные бимолекулярные трехмолекулярные

Слайд 12

Описание слайда:

Слайд 13

Описание слайда:

Мономолекулярная реакция – в элементарном акте участвует одна молекула (разложение)

Слайд 14

Описание слайда:

Бимолекулярная реакция - в элементарном акте участвуют 2 молекулы (столкновение двух молекул)

Слайд 15

Описание слайда:

Трехмолекулярная реакция в элементарном акте участвуют три молекулы, вероятность их столкновения мала

Слайд 16

Описание слайда:

Сложные реакции Сложные реакции протекают в несколько стадий с образованием промежуточных продуктов. Сложные реакции бывают: последовательные параллельные реакции цепные реакции

Слайд 17

Описание слайда:

Последовательные реакции

Слайд 18

Описание слайда:

Параллельные реакции

Слайд 19

Описание слайда:

Цепные реакции

Слайд 20

Описание слайда:

Закон действующих масс (Гульдберг и Вааге) Скорость химической реакции пропорциональна концентрации реагирующих веществ.

Слайд 21

Описание слайда:

Где: СА, СВ – молярные концентрации реагентов в любой момент времени моль/л, k – константа скорости химической реакции, a, b – стехиометрические коэффициенты, а – порядок реакции по веществу А, b – порядок реакции по веществу В, а + b –общий кинетический порядок реакции. Общий порядок простой реакции совпадает с ее молекулярностью.

Слайд 22

Описание слайда:

ПРИМЕР: по N2O первый порядок, по Н2 первый порядок, суммарный - второй. Для простой реакции общий порядок равен сумме частных порядков.

Слайд 23

Описание слайда:

Порядок реакции Если реакция сложная, то происходит ряд промежуточных превращений и порядок реакции равен порядку реакции лимитирующей стадии. В сложных реакциях порядок реакции не совпадает с ее молекулярностью. Молекулярность - это число одновременно сталкивающихся молекул.

Слайд 24

Описание слайда:

ПРИМЕР: Реакция образования воды, сложная цепная реакция: 2Н2 + О2 = 2Н2О Н2 + О2 = ОН• + ОН• ОН• + Н2 = Н2О + Н• Н• + О2= ОН• + О• О• + Н2 = ОН• + Н•

Слайд 25

Описание слайда:

ПРИМЕР: порядок по водороду - 0,4 порядок по кислороду – 0,3 сумма равна 0,7 порядок реакции не совпадает со стехиометрическими коэффициентами. Молекулярность равна трем.

Слайд 26

Описание слайда:

Графическое определение порядка реакции в координатах (C; t) Если построить зависимость в координатах концентрация от времени, то можно определить как порядок реакции, так и константу.

Слайд 27

Описание слайда:

Графическое определение порядка реакции а) n=0 б) n=1 в) n>1

Слайд 28

Описание слайда:

Влияние температуры на скорость химической реакции Чем выше температура, тем больше скорость химической реакции. Почему? При повышении температуры увеличивается скорость движения молекул, возрастает число столкновений между ними и, соответственно этому доля активных молекул. .

Слайд 29

Описание слайда:

Влияние температуры на скорость химической реакции Осуществить синтез воды 2Н2 + О2 = 2Н2О, при t = 20оС - практически осуществить невозможно. Чтобы реакция прошла на 15% потребуется 54 миллиарда лет. При t = 500оС - необходимо всего 50 минут. При t = 700оС - реакция происходит мгновенно.

Слайд 30

Описание слайда:

Влияние температуры на скорость химической реакции Правило Вант-Гоффа: При увеличении температуры на каждые 100 скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раза.

Слайд 31

Описание слайда:

Температурный коэффициент γ – температурный коэффициент Вант-Гоффа, показывает во сколько раз возросла скорость химической реакции.

Слайд 32

Описание слайда:

Пример: Во сколько раз увеличится скорость химической реакции при повышении Т от 200 до 500 ºС, если температурный коэффициент γ= 2?

Слайд 33

Описание слайда:

Решение:

Слайд 34

Описание слайда:

Пример: При 100 ºС реакция идет за 16 минут , сколько времени надо при 140 ºС, температурный коэффициент равен 2?

Слайд 35

Описание слайда:

Решение:

Слайд 36

Описание слайда:

Теория активации Увеличение скорости реакции с повышением температуры значительно больше, чем увеличение скорости движения молекул. Разъясняет действие другой причины увеличения скорости реакции с повышением температуры теория активации.

Слайд 37

Описание слайда:

Теория активации Во взаимодействие вступают только активные молекулы, энергия которых превышает среднюю энергию молекул данного вещества. Для активации остальных молекул им необходимо придать дополнительную энергию, что и может быть достигнуто повышением температуры.

Слайд 38

Описание слайда:

Энергия активации Энергия, которую надо придать молекулам реагирующих веществ, для того, чтобы сделать их активными, называется энергией активации Еа. Она зависит от природы реагирующих веществ и является характеристикой любой реакции и обычно выражается в кДж/моль. Чем больше энергия активации, тем меньше активных молекул при данной температуре и тем медленнее идет реакция.

Слайд 39

Описание слайда:

Важно! Энергия активации характеристика реакции в целом, а не для вещества. Энергия активации - это наименьшая энергия необходимая для того, чтобы молекула прореагировала.

Слайд 40

Описание слайда:

Реакция начинается только между теми частицами, которые обладают повышенной энергией. Такие частицы при столкновении сначала образуют активированный комплекс - промежуточное соединение, существующее в течение очень короткого времени. Затем активированный комплекс разрушается с образованием продуктов реакции. Образование активированного комплекса более энергетически выгодно, чем предварительный полный распад молекул, вступающих в реакцию. Реакция начинается только между теми частицами, которые обладают повышенной энергией. Такие частицы при столкновении сначала образуют активированный комплекс - промежуточное соединение, существующее в течение очень короткого времени. Затем активированный комплекс разрушается с образованием продуктов реакции. Образование активированного комплекса более энергетически выгодно, чем предварительный полный распад молекул, вступающих в реакцию.

Слайд 41

Описание слайда:

Образование активированного комплекса

Слайд 42

Описание слайда:

Пример: Н2 + J2 = 2HJ Электронные облака не дают взаимодействовать молекулам, избыточная энергия нужна для разрыва связей и атомы взаимодействуют: 1. Н2 → 2H E=434 кДж/моль - атомизация 2. J2 → 2J E=100 кДж/моль 3. Н + J → НJ E= 530 ÷ 550 кДж/моль - теоретическая, а экспериментальная энергия активации – 198 кДж/моль. Почему такая разница? Как идет этот процесс? Атомизация на самом деле не идет. Молекулы образуют промежуточные активированные комплексы Н2 + J2 → H2……J2 → 2HJ Для обратимых реакций активированный комплекс одинаков для прямой и обратной реакции.

Слайд 43

Описание слайда:

Образование активированного комплекса

Слайд 44

Описание слайда:

Образование активированного комплекса В активированном комплексе происходит перераспределение электронной плотности между атомами: связи А-В начинают образовываться одновременно с разрывом связей А-А и В-В. Активированный комплекс существует очень короткое время (порядка 10-13сек).

Слайд 45

Описание слайда:

Распределение молекул газа по кинетической энергии (Т2 > Т1) 1 - Т1, 2 - Т2.

Слайд 46

Описание слайда:

Уравнение Аррениуса К – константа скорости реакции, е – основание натурального логарифма, Т – температура, в К, R – молярная газовая постоянная 8,31 Дж/моль*К Еа – энергия активации, Дж/моль, А – предэкспоненциальный множитель, показывает общее число столкновений.

Слайд 47

Описание слайда:

Из уравнения Аррениуса видно, что поскольку Т входит в показатель степени, скорость химической реакции очень чувствительна к изменению температуры. Например, при повышении температуры на 100оС скорость реакци H2(г) + I2(г) = 2HI (г) возрастает примерно в 1000 раз.

Слайд 48

Описание слайда:

Графический метод определения энергии активации Строят график в аррениусовских координатах (ln k – 1/T) ln k = ln A – Eа/RT и из графика находят k и Еа

Слайд 49

Описание слайда:

Скорость химической реакции в значительной мере зависит от энергии активации. Для подавляющего большинства реакций она лежит в пределах от 50 до 250 кДж/моль. Реакции для которых Еа >150 кДж/моль при комнатной температуре практически не протекают.

Слайд 50

Описание слайда:

Пример: Энергия активации некоторой реакции при 500 К равна 80 кДж/моль. Определить долю активных молекул. Решение:

Слайд 51

Описание слайда:

Влияние давления на скорость химической реакции Если в реакции участвуют газообразные вещества, то повышение давления равносильно сжатию газа, т.е. увеличению его концентрации. При увеличении концентрации газообразного компонента скорость реакции в соответствии с законом действующих масс возрастает. При понижении давления газ расширяется, и его концентрация в системе падает, это вызывает уменьшение скорости реакции.

Слайд 52

Описание слайда:

↑ давления → ↑ конц-ции газа → ↑ v х.р. ↓ давления → ↓ конц-ции газа → ↓ v х.р.

Слайд 53

Описание слайда:

Пример: 2NOгаз + 2H2газ → N2 + 2H2O Как изменится скорость химической реакции при увеличении давления в 2 раза? Как изменится скорость химической реакции при уменьшении давления в 3 раза?

Слайд 54

Описание слайда:

Решение: 2NOгаз + 2H2газ → N2 + 2H2O 1) V1 = k · РNO2 · РH22 V2 = k · (2РNO)2 · (2РH2)2 = 16 · k · РNO2 · РH22 V2 / V1 = 16 . Ответ: скорость реакции возрастёт в 16 раз. 2) V1 = k · РNO2 · РH22 V2 = k · (1/3 РNO)2 · (1/3 РH2)2 = 1/81 · k · РNO2 · РH22 V2 / V1 = 1/81. Ответ: скорость реакции уменьшится в 81 раз.

Слайд 55

Описание слайда:

КАТАЛИЗ

Слайд 56

Описание слайда:

Катализ - это один из наиболее распространенных в химической практике методов ускорения химических реакций

Слайд 57

Описание слайда:

Катализаторы – это вещества, которые ускоряют химические реакции за счет участия в образовании промежуточных соединений, в состав продуктов они не входят и, следовательно, в реакции не расходуются.

Слайд 58

Описание слайда:

В присутствии катализатора возникают другие активированные комплексы. Для их образования требуется меньше энергии, чем для образования активированных комплексов возникающих без катализатора.

Слайд 59

Описание слайда:

ЭНЕРГЕТИЧЕСКАЯ ДИАГРАММА ХОДА РЕАКЦИИ А+ В = АВ без катализатора (а) и в присутствии катализатора (б)

Слайд 60

Описание слайда:

Т. о., в присутствии катализаторов энергия активации реакции понижается. Уменьшение энергии активации приводит к увеличению скорости реакции.

Слайд 61

Описание слайда:

Пример Платина снижает значение Еа реакции Н2 + J2 = 2HJ от Еа =198 кДж/моль до Еа =109кДж/молью

Слайд 62

Описание слайда:

Пример Влияние катализатора на снижение энергии активации процесса Еа можно показать на следующих данных для реакции распада иодида водорода 2 HJ = H2 + J2 Еа , кДж/моль без катализатора 168 катализатор Au 105 катализатор Pt 59

Слайд 63

Описание слайда:

Слайд 64

Описание слайда:

Пример гомогенного катализа

Слайд 65

Описание слайда:

Пример гомогенного катализа H2O(г) CO(г) + О2(г) → CO2

Слайд 66

Описание слайда:

Пример гетерогенного катализа

Слайд 67

Описание слайда:

Пример гетерогенного катализа MnO2(T) Н2О2(ж) → Н2О + О W(T) N2(г) + H2(г) → NH3 Ni(T) CH2 = CH2(г) + Н2(г) → C2H6

Слайд 68

Описание слайда:

Эффективность гетерогенных катализаторов обычно намного больше чем гомогенных. Скорость реакций в случае гомогенного катализатора зависит от его концентрации, а в случае гетерогенного - от его удельной поверхности: чем она больше, тем больше скорость. Потому что каталитическая реакция идет на поверхности катализатора и включает в себя стадии адсорбции молекул реагентов на поверхности.

Слайд 69

Описание слайда:

Сорбция - поглощение газа или жидкого вещества твердым веществом - сорбентом.

Слайд 70

Описание слайда:

Различают: Адсорбция – поглощение поверхностью Абсорбция – поглощение всем объемом, поглощение газа жидкостью, или твердым веществом. На процессе сорбции основано создание противогаза с активированным углем.

Слайд 71

Описание слайда:

Пример Энергия активации некоторой реакции в отсутствии катализатора равна 75,24 кДж/моль, а с катализатором – 50,14 кДж/моль. Во сколько раз увеличится скорость реакции в присутствии катализатора; без катализатора.

Слайд 72

Описание слайда:

Выводы: 1. Скорость химической реакции зависит от температуры, концентрации реагирующих веществ, их природы и наличия катализатора. 2. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ представляется законом действующих масс, концентрация твердых веществ не записывается. 3. Зависимость скорости химической реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа и уравнением Аррениуса. 3.