🗊Презентация Закономерности протекания химических процессов

Категория: Химия
Нажмите для полного просмотра!
Закономерности протекания химических процессов, слайд №1Закономерности протекания химических процессов, слайд №2Закономерности протекания химических процессов, слайд №3Закономерности протекания химических процессов, слайд №4Закономерности протекания химических процессов, слайд №5Закономерности протекания химических процессов, слайд №6Закономерности протекания химических процессов, слайд №7Закономерности протекания химических процессов, слайд №8Закономерности протекания химических процессов, слайд №9Закономерности протекания химических процессов, слайд №10Закономерности протекания химических процессов, слайд №11Закономерности протекания химических процессов, слайд №12Закономерности протекания химических процессов, слайд №13Закономерности протекания химических процессов, слайд №14Закономерности протекания химических процессов, слайд №15Закономерности протекания химических процессов, слайд №16Закономерности протекания химических процессов, слайд №17Закономерности протекания химических процессов, слайд №18Закономерности протекания химических процессов, слайд №19Закономерности протекания химических процессов, слайд №20Закономерности протекания химических процессов, слайд №21Закономерности протекания химических процессов, слайд №22Закономерности протекания химических процессов, слайд №23Закономерности протекания химических процессов, слайд №24Закономерности протекания химических процессов, слайд №25Закономерности протекания химических процессов, слайд №26Закономерности протекания химических процессов, слайд №27Закономерности протекания химических процессов, слайд №28Закономерности протекания химических процессов, слайд №29Закономерности протекания химических процессов, слайд №30Закономерности протекания химических процессов, слайд №31Закономерности протекания химических процессов, слайд №32Закономерности протекания химических процессов, слайд №33Закономерности протекания химических процессов, слайд №34Закономерности протекания химических процессов, слайд №35Закономерности протекания химических процессов, слайд №36Закономерности протекания химических процессов, слайд №37Закономерности протекания химических процессов, слайд №38

Содержание

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Закономерности протекания химических процессов. Доклад-сообщение содержит 38 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





Закономерности протекания химических процессов
Описание слайда:
Закономерности протекания химических процессов

Слайд 2





Взаимосвязи основных закономерностей химических процессов
Описание слайда:
Взаимосвязи основных закономерностей химических процессов

Слайд 3





Термодинамические параметры, характеризующие состояние термодинамической системы
Описание слайда:
Термодинамические параметры, характеризующие состояние термодинамической системы

Слайд 4


Закономерности протекания химических процессов, слайд №4
Описание слайда:

Слайд 5





Энергетика химических процессов
Описание слайда:
Энергетика химических процессов

Слайд 6





Тепловой эффект химического процесса


Изменение энергии системы при протекании в ней химической реакции и условии, что совершается только работа расширения, называется тепловым эффектом химического процесса 


Обозначение термодинамических функций в стандартных условиях:
Р=100 кПа;  Т = 298 К ( 25 0С);  ν = 1 моль
ΔН0f, 298 (ΔН0); S0298 (S0);    ΔG0f, 298 (ΔG0)
Описание слайда:
Тепловой эффект химического процесса Изменение энергии системы при протекании в ней химической реакции и условии, что совершается только работа расширения, называется тепловым эффектом химического процесса Обозначение термодинамических функций в стандартных условиях: Р=100 кПа; Т = 298 К ( 25 0С); ν = 1 моль ΔН0f, 298 (ΔН0); S0298 (S0); ΔG0f, 298 (ΔG0)

Слайд 7





Стандартная энтальпия образования сложного вещества ─ энергетический эффект, сопрвождающий образование 1 моль сложного вещества из простых веществ, находящихся в стандартном состоянии

2 Н2 (газ)  +  О2 (газ)  → 2 Н2О (газ) ;                     ΔН1
Н2 (газ)     +   О (газ)  →   Н2О (газ) ;                      ΔН2
Н2 (газ) + ½ О2 (газ)   →  Н2О (газ)  ; ΔН3 = ΔН0f, 298,  (Н2О) 
 Са(ОН)2 (кристалл.)  →  СаО (кристалл.)  + Н2О ;    ΔН4
                     ΔН0f, 298 (Н2О жидкой) = ─ 285,8 кДж / моль
                  ΔН0f, 298 (Н2Огазообразной) = ─ 241,8 кДж / моль
Описание слайда:
Стандартная энтальпия образования сложного вещества ─ энергетический эффект, сопрвождающий образование 1 моль сложного вещества из простых веществ, находящихся в стандартном состоянии 2 Н2 (газ) + О2 (газ) → 2 Н2О (газ) ; ΔН1 Н2 (газ) + О (газ) → Н2О (газ) ; ΔН2 Н2 (газ) + ½ О2 (газ) → Н2О (газ) ; ΔН3 = ΔН0f, 298, (Н2О) Са(ОН)2 (кристалл.) → СаО (кристалл.) + Н2О ; ΔН4 ΔН0f, 298 (Н2О жидкой) = ─ 285,8 кДж / моль ΔН0f, 298 (Н2Огазообразной) = ─ 241,8 кДж / моль

Слайд 8





Термодинамические величины простых веществ и соединений
Описание слайда:
Термодинамические величины простых веществ и соединений

Слайд 9





Изменение энтальпии в экзо- и эндотермическом процессе
Описание слайда:
Изменение энтальпии в экзо- и эндотермическом процессе

Слайд 10





Закон Г.И. Гесса и его следствие
Тепловой эффект химических реакций, протекающих при V,Т─const или Р,Т─const, не зависит от пути протекания процесса, а определяется лишь начальным и конечным состоянием системы.
Из закона Гесса следует, что тепловой эффект химического процесса равен разности между суммами энтальпий образования продуктов реакции и исходных веществ.
Описание слайда:
Закон Г.И. Гесса и его следствие Тепловой эффект химических реакций, протекающих при V,Т─const или Р,Т─const, не зависит от пути протекания процесса, а определяется лишь начальным и конечным состоянием системы. Из закона Гесса следует, что тепловой эффект химического процесса равен разности между суммами энтальпий образования продуктов реакции и исходных веществ.

Слайд 11





Задача. Вычислить тепловой эффект реакции образования           двухкальциевого силиката ( 2СаО∙SiO2 )  
из соответствующих оксидов.
Решение.          2 СаО (кр.)   +   SiO2 (кр.)   →    2СаО∙SiO2 (кр.)
Описание слайда:
Задача. Вычислить тепловой эффект реакции образования двухкальциевого силиката ( 2СаО∙SiO2 ) из соответствующих оксидов. Решение. 2 СаО (кр.) + SiO2 (кр.) → 2СаО∙SiO2 (кр.)

Слайд 12





Направленность химических процессов
Описание слайда:
Направленность химических процессов

Слайд 13





Критерии самопроизвольного протекания процесса
Направление
саморпроизвольного
протекания процесса
Описание слайда:
Критерии самопроизвольного протекания процесса Направление саморпроизвольного протекания процесса

Слайд 14





Схема расчёта стандартного значения энтронии
Описание слайда:
Схема расчёта стандартного значения энтронии

Слайд 15





Формулы для расчёта энтропии и энергии Гиббса
Описание слайда:
Формулы для расчёта энтропии и энергии Гиббса

Слайд 16





Химическая кинетика
Литература:
Коровин Н.В. Общая химия. ─ М.: Высш. шк., 2000. ─ 558 с.
                                                                                                §§ 7.1 – 7.3
     Сидоров.В.И. Общая химия. ─ М.: Издательство АСВ, 2002.                
                                                                         ─ 224 с. §§ 6.1 – 6.3
Описание слайда:
Химическая кинетика Литература: Коровин Н.В. Общая химия. ─ М.: Высш. шк., 2000. ─ 558 с. §§ 7.1 – 7.3 Сидоров.В.И. Общая химия. ─ М.: Издательство АСВ, 2002. ─ 224 с. §§ 6.1 – 6.3

Слайд 17





Скорость химической реакции равна изменению количества вещества в единицу времени в единице реакционного пространства
Гомогенная реакция
υгомоген. =  ± (Δc) : (Δτ),     
                           моль/л 
где   Δc ─ изменение    
                 концентрации 
                 исходного вещества
                 или продукта реакции
          за промежуток времени Δτ
Описание слайда:
Скорость химической реакции равна изменению количества вещества в единицу времени в единице реакционного пространства Гомогенная реакция υгомоген. = ± (Δc) : (Δτ), моль/л где Δc ─ изменение концентрации исходного вещества или продукта реакции за промежуток времени Δτ

Слайд 18





Схема изменения концентрации реагентов в ходе реакции
Описание слайда:
Схема изменения концентрации реагентов в ходе реакции

Слайд 19





Методы управления скоростью реакции
природа реагирующих веществ;
температура;
концентрация реагирующих веществ;
давление (если в реакции участвуют газы);
присутствие катализатора;
для гетерогенных процессов ─ величина поверхности раздела фаз.
Описание слайда:
Методы управления скоростью реакции природа реагирующих веществ; температура; концентрация реагирующих веществ; давление (если в реакции участвуют газы); присутствие катализатора; для гетерогенных процессов ─ величина поверхности раздела фаз.

Слайд 20





Влияние концентрации реагирующих веществ
Скорость необратимой реакции
аА  +  bB → dD + eE
                       υ =  k ∙ (сА)p ∙ (сB)q ,                                 
где          k ─ константа скорости реакции;
       сА,сB ─ концентрации реагирующих веществ А и В;
           p,q ─ порядок реакции соответственно по веществу А и В.
Описание слайда:
Влияние концентрации реагирующих веществ Скорость необратимой реакции аА + bB → dD + eE υ = k ∙ (сА)p ∙ (сB)q , где k ─ константа скорости реакции; сА,сB ─ концентрации реагирующих веществ А и В; p,q ─ порядок реакции соответственно по веществу А и В.

Слайд 21





Закон действующих масс для химической кинетики 
При постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.
Кинетическое уравнение реакции:
υ =  k ∙ (сА )а ∙ (сB )b ,                                 
где          k ─ константа скорости реакции;
       СА,CB ─ концентрации реагирующих веществ А и В;
            a, b ─ коэффициенты в уравнении реакции
Описание слайда:
Закон действующих масс для химической кинетики При постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции. Кинетическое уравнение реакции: υ = k ∙ (сА )а ∙ (сB )b , где k ─ константа скорости реакции; СА,CB ─ концентрации реагирующих веществ А и В; a, b ─ коэффициенты в уравнении реакции

Слайд 22





Задача. Как изменится скорость сгорания метана 
                                СН4(г)  +  2 О2(г)  →  СО2(г)  +  2 Н2О(г),                              
      если концентрацию кислорода увеличить в три раза? 
Решение.       Кинетическое уравнение реакции:
υ =  k ∙{с(СН4)} ∙ {с(O2)}2 
При увеличении концентрации кислорода в три раза:
 υ´ =  k ∙{с(СН4)} ∙ { 3 с(O2) }2 =
                     =  k ∙{с(СН4)} ∙ 9 { с(O2) }2
(υ´ ) : (υ ) = 9.
Скорость химической реакции увеличится в 9 раз.
Описание слайда:
Задача. Как изменится скорость сгорания метана СН4(г) + 2 О2(г) → СО2(г) + 2 Н2О(г), если концентрацию кислорода увеличить в три раза? Решение. Кинетическое уравнение реакции: υ = k ∙{с(СН4)} ∙ {с(O2)}2 При увеличении концентрации кислорода в три раза: υ´ = k ∙{с(СН4)} ∙ { 3 с(O2) }2 = = k ∙{с(СН4)} ∙ 9 { с(O2) }2 (υ´ ) : (υ ) = 9. Скорость химической реакции увеличится в 9 раз.

Слайд 23





В кинетические уравнения гетерогенных процессов включаются концентрации только жидких и газообразных веществ, т.к. концентрации твёрдых компонентов приняты равными единице 
H2SO4 (раств.)+CuO(кристалл.) →CuSO4 раств.)+H2O(жидк.)
  кинетическое уравнение  :
υ =  k ∙[с(H2SO4)].
Описание слайда:
В кинетические уравнения гетерогенных процессов включаются концентрации только жидких и газообразных веществ, т.к. концентрации твёрдых компонентов приняты равными единице H2SO4 (раств.)+CuO(кристалл.) →CuSO4 раств.)+H2O(жидк.) кинетическое уравнение : υ = k ∙[с(H2SO4)].

Слайд 24





Правило Вант-Гоффа
Описание слайда:
Правило Вант-Гоффа

Слайд 25





Уравнение Аррениуса
Описание слайда:
Уравнение Аррениуса

Слайд 26





Зависимость константы скорости химической реакции от температуры
Описание слайда:
Зависимость константы скорости химической реакции от температуры

Слайд 27





Схема хода реакции
Описание слайда:
Схема хода реакции

Слайд 28





Энергетическая диаграмма реакции
Описание слайда:
Энергетическая диаграмма реакции

Слайд 29





Энергетическая диаграмма некаталитической (1) 
и каталитической (2) реакции
Описание слайда:
Энергетическая диаграмма некаталитической (1) и каталитической (2) реакции

Слайд 30





Стадии гетергенного процесса
Описание слайда:
Стадии гетергенного процесса

Слайд 31





Зависимость характера кинетики химического процесса от температуры
Описание слайда:
Зависимость характера кинетики химического процесса от температуры

Слайд 32





Химическое равновесие
Описание слайда:
Химическое равновесие

Слайд 33





Схема механизма установления химического равновесия
Описание слайда:
Схема механизма установления химического равновесия

Слайд 34





Вывод выражения закона действующих масс 
(константы химического равновесия)
Описание слайда:
Вывод выражения закона действующих масс (константы химического равновесия)

Слайд 35





Смещение равновесия. 
Принцип Ле Шателье
Описание слайда:
Смещение равновесия. Принцип Ле Шателье

Слайд 36


Закономерности протекания химических процессов, слайд №36
Описание слайда:

Слайд 37





Изменение параметров процесса 
для смещения химического равновесия
Описание слайда:
Изменение параметров процесса для смещения химического равновесия

Слайд 38





Связь между константой равновесия и энергией Гиббса
Описание слайда:
Связь между константой равновесия и энергией Гиббса



Похожие презентации
Mypresentation.ru
Загрузить презентацию