Скорость химических реакций - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Скорость химических реакций. Доклад-сообщение содержит 24 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:

Скорость химических реакций.

Слайд 2

Описание слайда:

Химическая реакция Это активное столкновение молекул, при котором происходит разрыв «старых» связей и образование «новых» связей

Слайд 3

Описание слайда:

Слайд 4

Описание слайда:

Формулы для расчета скорости реакции

Слайд 5

Описание слайда:

Химическая реакция протекает в растворе, согласно уравнению: Химическая реакция протекает в растворе, согласно уравнению: А+В=С Исходная концентрация: вещества А – 0,80 моль/л. Через 20 минут концентрация вещества А снизилась до 0, 74 моль/л. Определите среднюю скорость реакции за этот промежуток времени?

Слайд 6

Описание слайда:

Решение: Дано: С(А) = 0,80 моль/л; С(А1) = 0,74 моль/л; Δt = 20 минут. Найти: Vгомог.=? Решение: 1. Определение средней скорости реакции в растворе производится по формуле: V= ΔC/Δt Подставим значения в формулу: V= 0,8 – 0,74 / 20 = 0,003 моль / л∙мин. Ответ: 0,003 моль / л∙мин.

Слайд 7

Описание слайда:

Факторы, влияющие на скорость реакции Природа реагирующих веществ Площадь поверхности твердого вещества Концентрация реагирующих веществ Температура Катализатор

Слайд 8

Описание слайда:

1. Природа реагирующих веществ Под природой реагирующих веществ понимают их состав, строение, взаимное влияние атомов в веществах.

Слайд 9

Описание слайда:

2. Площадь поверхности твердого вещества

Слайд 10

Описание слайда:

3. Концентрация реагирующих веществ

Слайд 11

Описание слайда:

4. Влияние температуры Правило Вант-Гоффа: При повышении температуры на каждые 10 градусов скорость реакций увеличивается в 2-4 раза Математическая формула: V2/ V1 = Υt/10 где V2 –скорость реакции при температуре t2, V1 – скорость реакции при температуре t1, Υ – температурный коэффициент Число, показывающее, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 10° С, называют температурным коэффициентом.

Слайд 12

Описание слайда:

5. Катализатор Катализаторами называются вещества, которые влияют на скорость реакции, но сохраняют свой химический состав. Изменение скорости реакции под действием катализатора называется катализом. Катализаторы снижают энергию активации, что приводит к возрастанию активных молекул, скорость реакции увеличивается.

Слайд 13

Описание слайда:

Закон действующих масс Н.И. Бекетов Скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях равных их стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции. Для реакции: А+В=С V1= k₁CA∙CB, Для реакции: А+4В=D V2= k₂CA∙CB⁴. В этих формулах: CA и CB – концентрации веществ А и В (моль/л), k₁ и k₂ – коэффициенты пропорциональности, называемые константами скоростей реакции. Эти формулы также называют кинетическими уравнениями.

Слайд 14

Описание слайда:

Теория активации Выводы: 1. Повышение температуры усиливает скорость движения молекул, увеличивая тем самым число столкновений между ними. 2. Реакция протекает только тогда когда сталкивающиеся молекулы имеют избыток энергии ( по сравнению с величиной энергии всех молекул при данной температуре) Такие молекулы называются активными. 3. Один из способов активации молекул - повышение температуры, благодаря чему резко увеличивается скорость реакции. Энергия, которую надо сообщить молекулам, чтобы превратить их в активные, называется энергией активации( Еа).

Слайд 15

Описание слайда:

Энергия активации Реакция, которая происходит в замкнутом сосуде между некими газообразными веществами А и Б по уравнению: А + Б = В Для того, чтобы молекулы А и Б прореагировали между собой, они должны сначала столкнуться. Причем столкновение должно быть достаточно энергичным. Энергия, запасенная в молекулах А и Б, должна быть больше какой-то определенной величины - иначе они просто отталкиваются друг от друга, не вступая в реакцию

Слайд 16

Описание слайда:

Примеры химических реакций Необратимые х.р. Na2SO4 +BaCl2  BaSO4 ↓+ 2NaCl Zn(OH)2 +2HCl  ZnCl2 + H2O Mg +H2SO4  MgSO4 + H2↑ Обратимые х.р. H2 + I2 ↔ 2HI CaCO3 ↔ CaO + CO2 N2 + 3H2 ↔ 2NH3

Слайд 17

Описание слайда:

Химическое равновесие Обратимая химическая реакция H2 + I2 ↔ 2HI По закону действующих масс Vпр.=k₁ [H2]∙[I2] Vобр.=k₂ [HI]² Когда [H2]∙[I2] = [HI]² или Vпр.= Vобр. Наступает химическое равновесие Состояние обратимого процесса, при котором скорости прямой и обратной реакций равны, называют химическим равновесием.

Слайд 18

Описание слайда:

Слайд 19

Описание слайда:

Переход системы из одного состояния равновесия в другое называется смещением химического равновесия. Переход системы из одного состояния равновесия в другое называется смещением химического равновесия. Правило смещения химического равновесия (принцип Ле-Шателье 1884 год) Если на систему находящуюся в равновесие произвести внешнее воздействие, то равновесие сместится в ту сторону, где это воздействие ослабевает. Факторы, влияющие на смещение равновесия: 1. Концентрация – С 2. Температура – t 3. Давление – p ( для газов)

Слайд 20

Описание слайда:

1. Концентрация 1. Концентрация N2 + 3 H2 2 NH3 Реагирующие вещества Продукты реакции С Р.В. равновесие сместится вправо СП.Р. равновесие сместится влево При увеличении концентрации реагирующих веществ, равновесие смещается в сторону продуктов реакции, преобладает прямая реакция. При увеличении концентрации продуктов реакции, равновесие смещается в сторону реагирующих веществ реакции, преобладает обратная реакция.

Слайд 21

Описание слайда:

2. Температура 2. Температура эндотермическая реакция ( - Q ) экзотермическая реакция ( + Q) t0c = + Q t0c= - Q +Q N2 + 3 H2 2 NH3 + Q - Q t0c равновесие сместится влево t0c равновесие сместится вправо При увеличении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции. При уменьшении температуры – в сторону экзотермической реакции.

Слайд 22

Описание слайда:

3. Давление 3. Давление Давление применяется только для газов!

Слайд 23

Описание слайда:

При увеличения давления равновесие смещается в сторону той реакции, при которой объем образовавшихся газообразных продуктов уменьшается. При уменьшении давления равновесие смещается в сторону той реакции, при которой объем образовавшихся газообразных продуктов увеличивается. Если объемы газообразных продуктов одинаковы как в прямой, так и в обратной реакции - изменение давления не оказывает смещения равновесия.

Слайд 24

Описание слайда:

Обобщение и выводы: Обобщение и выводы: Химические реакции протекают с различными скоростями. Скорость химической реакции это изменение концентрации одного из реагирующих веществ за единицу времени. Чтобы началась химическая реакция нужно активировать молекулы. Энергия, которую надо сообщить молекулам, для их активизации, называется энергией активации. Скорость химической реакции зависит от температуры, концентрации, поверхности соприкосновения реагирующих веществ, природы реагирующих веществ, катализатора. В обратимых химических реакциях наступает динамическое химическое равновесие, когда скорости прямой и обратной реакции равны. Факторы влияющие на смещение химического равновесия – давление, температура, концентрация. Смещение химического равновесия происходит согласно принципа Ле-Шателье.