Кинетика химических реакций - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Кинетика химических реакций. Доклад-сообщение содержит 20 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:

Лекция 7. Кинетика химических реакций.

Слайд 2

Описание слайда:

Скорость химических реакций Скорость гомогенной реакции – количество вещества, реагирующего в единице объема за единицу времени, т.е. изменение концентрации одного из компонентов реагирующей смеси за единицу времени. Концентрация вещества СА – количество (масса) вещества в единице объема, кмоль/м3; кг/м3. Скорость гетерогенной реакции – количество вещества, реагирующего на единице поверхности за единицу времени.

Слайд 3

Описание слайда:

Скорость гомогенной реакции Скорость гомогенной реакции

Слайд 4

Описание слайда:

В соответствии с уравнением реакции, на каждый израсходованный в реакции моль А расходуется В соответствии с уравнением реакции, на каждый израсходованный в реакции моль А расходуется молей вещества В и образуется молей продукта М, и молей продукта N. При скорости расхода А в единице объёма за единицу времени , скорость расхода В , откуда

Слайд 5

Описание слайда:

Для скоростей образования продуктов по аналогии получаем Для скоростей образования продуктов по аналогии получаем

Слайд 6

Описание слайда:

Классификация химических реакций Реакции в зависимости от числа вступающих в них молекул подразделяются на: мономолекулярные реакции, в которых реагирует один род молекул, давая при этом одну или несколько новых молекул (диссоциация); бимолекулярные реакции, в которых взаимно реагируют две однородные или различные молекулы, давая одну или несколько новых молекул; тримолекулярные реакции и т.д.

Слайд 7

Описание слайда:

Для протекания мономолекулярной реакции достаточно, чтобы один род молекул был способен вступать в реакцию (пришел в реакционноспособное состояние). Для протекания мономолекулярной реакции достаточно, чтобы один род молекул был способен вступать в реакцию (пришел в реакционноспособное состояние). Би- и тримолекулярные реакции могут происходить при столкновении соответствующего числа реагирующих молекул; они протекают через последовательные простые реакции (стадии цепного механизма) и называются сложными.

Слайд 8

Описание слайда:

Экспериментально установлено, что скорость многих реакций может быть представлена уравнением вида Экспериментально установлено, что скорость многих реакций может быть представлена уравнением вида

Слайд 9

Описание слайда:

Зависимость скорости химической реакции от температуры. Закон Аррениуса При заданной концентрации реагирующих веществ скорость реакции характеризуется константой скорости реакции, зависящей от температуры.

Слайд 10

Описание слайда:

E – энергия активации (кДж/моль), E – энергия активации (кДж/моль), k0 – предэкспоненциальный множитель, Размерность k0 зависит от порядка реакции E, k0 – кинетические константы (опытные значения); R = 8,314 кДж/(моль·К) – универсальная газовая постоянная, Т – абсолютная температура, К E/(RT) – безразмерная величина.

Слайд 11

Описание слайда:

Зависимость константы скорости реакции от температуры в "аррениусовых" координатах Зависимость константы скорости реакции от температуры в "аррениусовых" координатах Гомогенная реакция 1-го порядка: [k] =[k0]= 1/с; n-го порядка: 1/[c(моль/м3)n-1]

Слайд 12

Описание слайда:

Физический смысл энергии активации Для начала реакции необходимо столкновение реагирующих молекул. Однако не все столкновения между молекулами приводят к реакции между ними. Если бы все столкновения приводили к реакции, то реакции протекали бы почти мгновенно. Для реакций с конечной скоростью число столкновений между молекулами, приводящих к химическому взаимодействию,– лишь часть общего числа столкновений.

Слайд 13

Описание слайда:

Эффективными оказываются лишь столкновения между активными молекулами, которые в момент столкновения обладают некоторым избытком энергии по сравнению со средним ее значением (для данной температуры). Эффективными оказываются лишь столкновения между активными молекулами, которые в момент столкновения обладают некоторым избытком энергии по сравнению со средним ее значением (для данной температуры). Энергия активации – избыточное количество энергии, которым должны обладать молекулы в момент столкновения, чтобы быть способным к данному химическому взаимодействию.

Слайд 14

Описание слайда:

Активация – процесс, при котором изменяется энергия молекул без химического превращения. Активация – процесс, при котором изменяется энергия молекул без химического превращения. Теплота активации – теплота, поглощаемая при образовании активных молекул. Между активными и нормальными молекулами существует равновесие, константа которого сильно зависит от температуры.

Слайд 15

Описание слайда:

Диаграмма энергетических уровней реакции Молекулы исходных веществ в состоянии 0, поглощая энергию активации Е1, переходят в активное состояние 1, в котором они могут реагировать, образуя продукты реакции (состояние 2) с выделением энергии Е2.

Слайд 16

Описание слайда:

В экзотермических реакциях энергия Е2, выделяемая на участке 1-2, больше, чем Е1, поглощаемая при активации на участке 0-1; В экзотермических реакциях энергия Е2, выделяемая на участке 1-2, больше, чем Е1, поглощаемая при активации на участке 0-1; при этом разность (Е2 – Е1) положительна и по абсолютной величине равна тепловому эффекту реакции Q , который условно считается отрицательным, т.к. тепло, выделяющееся в реакции, отводится от системы к окружающей среде. С учётом химической обратимости, одновременно в обратном направлении идёт эндотермическая реакция, для которой энергия активации |Е2|> |Е1|

Слайд 17

Описание слайда:

Энергетические уровни обратной реакции Молекулы исходных веществ в состоянии 2, поглощая энергию активации Е2, переходят в активное состояние 1, в котором они могут реагировать, образуя продукты реакции (состояние 0) с выделением энергии Е1. Энергии поглощается больше, чем выделяется.

Слайд 18

Описание слайда:

Аррениусовская экспонента Точка перегиба

Слайд 19

Описание слайда:

Кинетика горения газов в смеси с воздухом

Слайд 20

Описание слайда:

Гетерогенная реакция 1-го порядка Гетерогенная реакция 1-го порядка (горение непористой частицы углерода) C + O2  CO2 , моль/с Размерность константы скорости реакции и предэкспоненциального члена [k] =[k0]= м/с F – площадь внешней поверхности частицы, м2