Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №1

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №2

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №3

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №4

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №5

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №6

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №7

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №8

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №9

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №10

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №11

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №12

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №13

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №14

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №15

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №16

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №17

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №18

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №19

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №20

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №21

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №22

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №23

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №24

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №25

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №26

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №27

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №28

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №29

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №30

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №31

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №32

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №33

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №34

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №35

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №36

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №37

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №38

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №39

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №40

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №41

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №42

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №43

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №44

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №45

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №46

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №47

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №48

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №49

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №50

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №51

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №52

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №53

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №54

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №55

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №56

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №57

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №58

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №59

Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ, слайд №60

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Химическая кинетика, химическое равновесие и катализ. Доклад-сообщение содержит 60 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, химическое равновесие и катализ

Слайд 2

Описание слайда:

Химическая кинетика – это раздел химии, изучающий механизмы химических реакций и скорости их протекания. Химические реакции гомогенные гетерогенные

Слайд 3

Описание слайда:

В гомогенных реакциях отсутствуют поверхности раздела между реагентами (реагирующие вещества находятся в одном агрегатном состоянии), поэтому их взаимодействие протекает по всему объёму системы. 2NO(Г)+O2(Г)=2NO2(Г) HNO3(P)+KOH(P)=KNO3(P)+H2O(P)

Слайд 4

Описание слайда:

В гетерогенных реакциях есть поверхность раздела между реагентами (реагирующие вещества находятся в разных агрегатных состояниях), взаимодействие протекает на поверхности раздела фаз. C(ТВ)+О2(Г)=СО2(Г)

Слайд 5

Описание слайда:

Скорость химической реакции - изменение концентрации любого участника реакции в единицу времени: Знак «+» – для продуктов реакции, знак «–» – для исходных веществ. Ед. измерения: моль/л·с, или моль/м2·с.

Слайд 6

Описание слайда:

Слайд 7

Описание слайда:

Скорость в данный момент времени ( ) называется истинной скоростью реакции Скорость за промежуток времени ∆t –средняя скорость.

Слайд 8

Описание слайда:

Факторы, влияющие на скорость реакции: природа реагирующих веществ; концентрация; давление (только для газов); температура; наличие катализатора; площадь поверхности раздела фаз (для гетерогенных реакций).

Слайд 9

Описание слайда:

Реакции по механизму их протекания простые (элементарные реакции) – это реакции, протекающие в одну стадию. сложные реакции – это реакции, протекающие в несколько стадий, каждая из которых является простой реакцией.

Слайд 10

Описание слайда:

Большинство хим. и все биохим. реакции – сложные. В сложных реакциях скорости отдельных стадий могут резко отличаться друг от друга. В этом случае скорость сложной реакции в целом будет определяться скоростью наиболее медленной стадии, называемой скоростьопределяющей или лимитирующей стадией.

Слайд 11

Описание слайда:

2N2O5=4NO2+O2 1 стадия (медленная): N2O5=N2O3+O2 2 стадия (быстрая): N2O5+N2O3=4NO2 Скорость всей реакции определяется скоростью 1 стадии.

Слайд 12

Описание слайда:

Влияние природы реагирующих веществ определяется их составом и видом частиц, участвующих в реакции. Оксид натрия бурно реагирует с водой: Na2O+2H2O→2NaOH+H2 Оксид кремния в воде не растворим: SiO2+H2O→нет реакции

Слайд 13

Описание слайда:

Реакции между молекулами протекают обычно медленно, между ионами и радикалами – быстро: H2 + I2 2HI H+ + OH– H2O H• + •CH3 CH4

Слайд 14

Описание слайда:

Влияние концентрации и давления на скорость реакции. Для элементарных реакций справедлив закон действующих масс Гульберга-Вааге: при постоянной температуре скорость гомогенной химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Слайд 15

Описание слайда:

Для простой реакции aA(р) + bB(р) = dD(р) v=k·Сa(А) ·Сb(В) где С(А) и С(В) - концентрации веществ А и В соответственно; a и b - стехиометрические коэффициенты реагентов; k - константа скорости реакции, численно равна скорости реакции при концентрациях всех реагирующих компонентов равных 1 М

Слайд 16

Описание слайда:

Для реакции в газовой фазе aA(г) + bB(г) = dD(г) Вместо концентраций можно использовать давления: v=k·Рa(А) ·Рb(В)

Слайд 17

Описание слайда:

Выражения v=k·Сa(А) ·Сb(В) и v=k·Рa(А) ·Рb(В) называются кинетическими уравнениями реакции. коэффициент a - порядок реакции по реагенту А, коэффициент b - порядок реакции по реагенту В (это частные порядки по реагентам). Общий порядок реакции равен сумме коэффициентов a+b.

Слайд 18

Описание слайда:

Порядок сложной реакции не совпадает со стехиометрическими коэф-ми реакции, поэтому кинетическое уравнение для сложной реакции определяют экспериментально. Концентрация твердого вещества и растворителя в кинетическом уравнении не учитывается, так как остается практически постоянной, поэтому частный порядок по твердому реагенту и по растворителю всегда равен нулю.

Слайд 19

Описание слайда:

Например, для реакции H2(г) + Сl2(г) → 2НСl(г) кинетическое уравнение частный порядок по H2 равен 1, частный порядок по Cl2 равен 1, общий порядок равен 2.

Слайд 20

Описание слайда:

Для реакции Zn(тв) + 2HCl(р) → ZnСl2(р) + H2(г) кинетическое уравнение v = k·C2HCl частный порядок по Zn равен 0, частный порядок по HCl равен 2, общий порядок равен 2.

Слайд 21

Описание слайда:

Для реакции 2Na(тв) + H2O(р) → 2NaOH(р) + H2(г) кинетическое уравнение v = k частный порядок по Na равен 0, частный порядок по H2О равен 0, общий порядок равен 0.

Слайд 22

Описание слайда:

Молекулярность реакции – это количество молекул, участвующих в элементарном процессе. Для простых реакций молекулярность совпадает с порядком реакции.

Слайд 23

Описание слайда:

мономолекулярные (участвует одна частица) СаСО3=СаО+СО2, бимолекулярные (участвуют две частицы) 2NO2=N2O4, тримолекулярные реакции (участвуют три частицы) 2NO+Cl2=2NOCl. Молекулярность >3 не бывает

Слайд 24

Описание слайда:

Для кинетической характеристики реакции используют не скорость, а константу скорости реакции k. Константа скорости реакции зависит от: природы реагирующих веществ; температуры системы; наличия в ней катализатора.

Слайд 25

Описание слайда:

Влияние температуры на скорость реакции.

Слайд 26

Описание слайда:

Слайд 27

Описание слайда:

Правило Вант-Гоффа: С увеличением температуры на каждые 10º скорость химической реакции возрастает в 2-4 раза: где - скорости реакции при температурах соответственно; - температурный коэффициент.

Слайд 28

Описание слайда:

Так как скорость реакции обратно пропорциональна времени, затраченного на реакцию, то правило Вант-Гоффа можно записать так: где - время, затраченное на реакцию при температурах соответственно.

Слайд 29

Описание слайда:

для хим. реакций для ферментативных (биохим.) реакций Поэтому колебания температуры тела человека в пределах даже 1º очень сильно сказывается на биохим. процессах.

Слайд 30

Описание слайда:

Зависимость скорости реакции от температуры более точно описывается теорией активных столкновений Аррениуса:

Слайд 31

Описание слайда:

к химическому взаимодействию приводит не каждое столкновение частиц, а только те столкновения, в которых участвуют частицы, обладающие энергией, необходимой для данного взаимодействия (энергией активации), при этом частицы при столкновении должны быть определенным образом сориентированы относительно друг друга.

Слайд 32

Описание слайда:

Энергия активации Еа – это минимальная энергия взаимодействующих частиц, достаточная для того, чтобы все частицы вступили в химическую реакцию. Для реакции А+В=С+D

Слайд 33

Описание слайда:

Слайд 34

Описание слайда:

[А…В] – активированный комплекс (промежуточный комплекс молекул, в котором одновременно разрываются старые связи и образуются новые). Энергия активации связана с константой скорости реакции уравнением Аррениуса

Слайд 35

Описание слайда:

где - константа скорости реакции при температуре Т (К), А – предэкспоненциальный множитель (коэффициент Аррениуса), е – основание натурального логарифма, Ea – энергия активации реакции, Дж/моль, R=8,314 Дж/моль·К – универсальная газовая постоянная.

Слайд 36

Описание слайда:

Уравнение Аррениуса выведено экспериментально, из него следует, что чем больше энергия активации, тем меньше будут константа и скорость химической реакции.

Слайд 37

Описание слайда:

Влияние катализатора на скорость реакции. Катализатором называют вещество, участвующее в реакции и изменяющее ее скорость, но остающееся химически неизменным в результате реакции. Селективное изменение скорости химической реакции под действием катализатора называется катализом.

Слайд 38

Описание слайда:

Катализ бывает положительный, когда скорость реакции возрастает, и отрицательный, когда скорость реакции уменьшается (в этом случае катилизатор называют ингибитором). Два типа каталитических реакций: гомогенный катализ (катализатор и реакционная смесь находятся в одной фазе) и гетерогенный катализ (катализатор и реакционная смесь находятся в разных фазах).

Слайд 39

Описание слайда:

Гомогенный катализ В гомогенных каталитических реакциях скорость пропорциональна количеству катализатора. Реакция направляется по пути с меньшей энергией активации, или катализатор способствует определенной ориентации молекул в пространстве.

Слайд 40

Описание слайда:

Сущность механизма действия катализатора при гомогенном катализе заключается в образовании промежуточного реакционноспособного соединения: А+В = [А…В]kat = С+D

Слайд 41

Описание слайда:

Слайд 42

Описание слайда:

Механизм действия ингибитора не связан с понижением энергии активации. Ингибитор вступает во взаимодействие с каким-либо промежуточным веществом, тем самым удаляя его из реакционной смеси.

Слайд 43

Описание слайда:

Гетерогенный катализ Механизм гетерогенного катализа объясняется теорией активированной адсорбции. Адсорбция – это свойство вещества поглощать на своей поверхности другие вещества.

Слайд 44

Описание слайда:

Слайд 45

Описание слайда:

На активных центрах поверхности катализатора адсорбируются реагирующие вещества. Процесс протекает в несколько стадий, и промежуточными являются поверхностные соединения. Это приводит к снижению энергии активации. Катализатор ведет реакцию по другому пути, чем тот, по которому реакция протекает без катализатора.

Слайд 46

Описание слайда:

В гетерогенных реакциях увеличение поверхности соприкосновения фаз равносильно увеличению концентрации, поэтому катализатор всегда измельчают и наносят на инертный носитель с развитой поверхностью (пемза, силикагель).

Слайд 47

Описание слайда:

Активность катализатора может изменяться под влиянием добавок. добавки

Слайд 48

Описание слайда:

биологические катализаторы – ферменты (энзимы) – это белковые молекулы, которые катализируют химические реакции в живых системах.

Слайд 49

Описание слайда:

В живой клетке одновременно протекают много химических реакций, одно и тоже вещество является реагентом или продуктом не одной, а нескольких (сопряженных) реакций.

Слайд 50

Описание слайда:

Сопряженными называют реакции, каждая из которых происходит только при условии протекания другой реакции, причем обе имеют общий промежуточный продукт.

Слайд 51

Описание слайда:

Такой продукт может играть роль катализатора или ингибитора для реакций, протекающих в клетке: явление автокатализа или автоингибирования.

Слайд 52

Описание слайда:

Автокатализ – это самоускорение реакции, обусловленное накоплением конечного или промежуточного продукта, обладающего каталитическим действием на данную реакцию.

Слайд 53

Описание слайда:

Химическое равновесие. Химические реакции

Слайд 54

Описание слайда:

Состояние обратимого процесса, при котором скорости прямой и обратной реакции равны, называют химическим равновесием. Концентрации всех веществ системы, которые устанавливаются в ней при наступлении состояния химического равновесия, называются равновесными концентрациями. ( [HCl], [CH3COOH] )

Слайд 55

Описание слайда:

Для реакции aА(г)+bB(г) cC(г)+ dD(г) кинетическое уравнение прямой реакции v=k·[A]a ·[B]b кинетическое уравнение обратной реакции v=k·[C]c ·[D]d

Слайд 56

Описание слайда:

В условиях равновесия v = v тогда k·[A]a·[B]b = k·[C]c·[D]d k [C]c·[D]d k [A]a·[B]b - математическое выражение закона действующих масс для обратимых процессов.

Слайд 57

Описание слайда:

КР - константа химического равновесия, зависит от природы реагирующих веществ, от температуры, но не зависит от присутствия катализатора. если КP >1 - в равновесной смеси преобладают продукты прямой реакции; если КP

Слайд 58

Описание слайда:

Химические реакции: экзотермические (с выделением теплоты, Q>0, ∆Н

Слайд 59

Описание слайда:

принцип Ле Шателье: Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывать воздействие путем изменения концентрации реагентов, давления или температуры в системе, то равновесие всегда смещается в направлении той реакции, протекание которой ослабляет это воздействие.