Закономерности протекания химических процессов - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Закономерности протекания химических процессов, слайд №1

Закономерности протекания химических процессов, слайд №2

Закономерности протекания химических процессов, слайд №3

Закономерности протекания химических процессов, слайд №4

Закономерности протекания химических процессов, слайд №5

Закономерности протекания химических процессов, слайд №6

Закономерности протекания химических процессов, слайд №7

Закономерности протекания химических процессов, слайд №8

Закономерности протекания химических процессов, слайд №9

Закономерности протекания химических процессов, слайд №10

Закономерности протекания химических процессов, слайд №11

Закономерности протекания химических процессов, слайд №12

Закономерности протекания химических процессов, слайд №13

Закономерности протекания химических процессов, слайд №14

Закономерности протекания химических процессов, слайд №15

Закономерности протекания химических процессов, слайд №16

Закономерности протекания химических процессов, слайд №17

Закономерности протекания химических процессов, слайд №18

Закономерности протекания химических процессов, слайд №19

Закономерности протекания химических процессов, слайд №20

Закономерности протекания химических процессов, слайд №21

Закономерности протекания химических процессов, слайд №22

Закономерности протекания химических процессов, слайд №23

Закономерности протекания химических процессов, слайд №24

Закономерности протекания химических процессов, слайд №25

Закономерности протекания химических процессов, слайд №26

Закономерности протекания химических процессов, слайд №27

Закономерности протекания химических процессов, слайд №28

Закономерности протекания химических процессов, слайд №29

Закономерности протекания химических процессов, слайд №30

Закономерности протекания химических процессов, слайд №31

Закономерности протекания химических процессов, слайд №32

Закономерности протекания химических процессов, слайд №33

Закономерности протекания химических процессов, слайд №34

Закономерности протекания химических процессов, слайд №35

Закономерности протекания химических процессов, слайд №36

Закономерности протекания химических процессов, слайд №37

Закономерности 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

Описание слайда:

Закономерности протекания химических процессов

Слайд 2

Описание слайда:

Взаимосвязи основных закономерностей химических процессов

Слайд 3

Описание слайда:

Термодинамические параметры, характеризующие состояние термодинамической системы

Слайд 4

Описание слайда:

Слайд 5

Описание слайда:

Энергетика химических процессов

Слайд 6

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

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

Описание слайда:

Термодинамические величины простых веществ и соединений

Слайд 9

Описание слайда:

Изменение энтальпии в экзо- и эндотермическом процессе

Слайд 10

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

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

Описание слайда:

Направленность химических процессов

Слайд 13

Описание слайда:

Критерии самопроизвольного протекания процесса Направление саморпроизвольного протекания процесса

Слайд 14

Описание слайда:

Схема расчёта стандартного значения энтронии

Слайд 15

Описание слайда:

Формулы для расчёта энтропии и энергии Гиббса

Слайд 16

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

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

Описание слайда:

Схема изменения концентрации реагентов в ходе реакции

Слайд 19

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

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

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

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

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)].