Скорость химической реакции

Реакции Скачать презентацию
<< Химическая кинетика		Смещение химического равновесия >>

Химическая кинетика	План лекции	Химическая кинетика - раздел химии, изучающий скорость и механизмы	1) гомогенные - протекающие по всему объему реагирующих веществ 2)	Механизм реакций - совокупность элементарных стадий слагающих процесс
Молекулярность реакций				Сложные реакции делятся по механизму на: последовательные 2N2O5 = 4NO2
Это реакции, в которых возникают промежуточные активные частицы,	Н2 + 0,5О2 = Н2О Зарождение цепи: Н2+ О2 = 2ОН	Лимитирующая стадия	Это число элементарных актов взаимодействия, происходящих в единицу	Скорость как функция изменения концентрации
Скорость средняя и мгновенная	dCD dt	Общая закономерность	Реакции, скорость которых постоянна: Автокаталитические реакции -	Факторы, влияющие на скорость реакции
Влияние природы и концентрации реагентов на скорость реакций	В общем случае: aA + bB + dD +	Для простой реакции: аА + bВ = сС +dD математическое выражение ЗДМ: V	Пример записи кинетического уравнения простой реакции	V а) n=0 v б) n=1 v в) n>1
аА + bВ=сС + dD V = k C C m и n – небольшие целые или дробные числа,	Пример: Реакцию 2H2(г) + O2(г) = 2H2O(г) провели при одном давлении, а	Физ	Время полупревращения (t1/2) для реакций называют периодом полураспада	зависит от удельной поверхности и концентраций реагентов в газовой
Уд	Константа равновесия с позиции кинетики	Зависимость скорости от температуры	Теория активации Аррениуса	Энергия активации (Еа, кДж/моль) – это избыточный запас энергии
Cогласно молекулярно-кинетической теории газов для каждой системы	Еа - велика, скорость реакции – мала Еа – мала, скорость – велика	Предэкспоненциальный множитель (А) дает некоторую характеристику	Распределение молекул газа по их энергии при различных to	Энергетический профиль экзотермической реакции
2HI ? H2 + I2 I I I I	Определение энергии активации	Графическое определение Еа	Термический светом ионизирующее излучение	Катализ
Катализ – это явление ускорения реакции под действием веществ не	Катализатор – это вещество, которое многократно участвует в	Энергетический профиль реакции	2HI = H2+ I2; Еа=184 кДж/моль Еак = 69 кДж/моль в присутствии кат-ра	Гомогенный катализ
Гетерогенный катализ

Картинки из презентации «Скорость химической реакции» к уроку химии на тему «Реакции»

Автор: Alexandre Katalov. Чтобы познакомиться с картинкой полного размера, нажмите на её эскиз. Чтобы можно было использовать все картинки для урока химии, скачайте бесплатно презентацию «Скорость химической реакции.ppt» со всеми картинками в zip-архиве размером 129 КБ.

Скачать презентацию

Скорость химической реакции

содержание презентации «Скорость химической реакции.ppt»

Сл	Текст	Сл	Текст
1	Химическая кинетика. Скорость химической реакции - -	23	коэффициентами в уравнении). Кинетическое уравнение сложной
1	развитие реакции во времени. Лектор Мирошниченко Ю.Ю.	23	реакции. m A. n B.
2	План лекции. 1. Основные понятия 2. Классификация процессов	24	Пример: Реакцию 2H2(г) + O2(г) = 2H2O(г) провели при одном
	3. Скорость химической реакции 4. Влияние концентрации реагента		давлении, а затем при давлении в 10 раз большем. Как изменилась
	на скорость реакции 5. Влияние температуры на скорость 6.		скорость реакции , если кинетическое уравнение сложной цепной
	Явление катализа.		реакции имеет вид: V = k [H2]0,4 • [O2]0,3 Решение: При росте Р
3	Химическая кинетика - раздел химии, изучающий скорость и		в 10 раз [H2] и [O2] ув-ся в 10 раз, тогда V1 =
	механизмы химических реакций Термодинамика - наука о		k(10[H2])0,4(10[O2])0,3 = 100,7 Ответ: Cк-ть увел-сь в 100,7,
	макросистемах Химическая кинетика рассматривает их механизм		т.е. в 5 раз.
	реакций на уровне отдельных частиц Кинетика и термодинамика дают	25	Физ. смысл k вытекает из V = k C ? C При конц-циях реагентов
	целостное представление о закономерностях протекания реакций.		CA = CB = 1 моль/л - это удельная скорость реакции Константа при
4	1) гомогенные - протекающие по всему объему реагирующих		постоянной to зависит только от природы веществ и не зависит от
	веществ 2) гетерогенные - протекающие на границе фаз 3)		их концентрации Размерность К n=0, [K] = [моль/лс] n=1, [K] =
	топохимические c изменением структуры реагирующих твердых в-в		[1/с] n=2, [K] = [л/мольc]. Константа скорости реакции. a A. b
	Пример: разложение карбонатов при to CaCO3 (кр)=CaO(кр)+CO2		B.
	(газ). Классификация процессов по фазовому составу.	26	Время полупревращения (t1/2) для реакций называют периодом
5	Механизм реакций - совокупность элементарных стадий		полураспада (не зависит от начальной концентрации вещества) n =
	слагающих процесс Простой процесс - протекает в одну стадию		0; t1/2 = C0/2k n = 1; t1/2 = 0,69/k n = 2; t1/2 = 1/C0k. Период
	(реагент ? продукт) Сложный процесс – многостадийный (реагент ?		полупревращения.
	промежуточные продукты ? конечный продукт). Классификация по	27	зависит от удельной поверхности и концентраций реагентов в
	механизму реакции.		газовой фазе или в растворе V=kSуд(реаг)С(реаг) Пример:
6	Молекулярность реакций. По числу молекул одновременно		CaO(к)+CO2(г)=CaCO3(г) V=kSуд(CaO)С(CO2) Sуд(CaO) – уд.
	участвующих в хим. превращении простые реакции делятся на:		поверхность оксида. Скорость гетерогенных реакций.
	Мономолекулярные N2O4 = 2NO2 Бимолекулярные NO + H2O = NO2 + H2	28	Уд. поверхность по ходу реакции мало изменяется , поэтому ее
	Тримолекулярные 2NO + Cl2 = 2NOCl.		объединяют с конст. скорости р-ции Пример: записать кинетическое
7	Сложные реакции делятся по механизму на: последовательные		уравнение гетерогенной реакции: C(к) + O2(г) = CO2 (г)
	2N2O5 = 4NO2 + O2 1) N2O5 = N2O3 + O2 2) N2O3 + N2O5 = 4NO2		объяснить, почему на тепловых электростанциях уголь перед
	Параллельные 3KClO4 + KCl 4KClO3 4KCl + 6O2.		сжиганием измельчают Ответ:V = kSуд(C)С(O2) или V =ki С(O2).
8	Это реакции, в которых возникают промежуточные активные	29	Константа равновесия с позиции кинетики. Для простой
	частицы, вызывающее большое число (цепь) превращений исходной		обратимой реакции: аА+bВ сС+dД V = Vпр–Vобр = kпрC C –kобрC C В
	молекулы Пример: H2+Cl2 = 2HCl Cl2 = 2Cl• H2 + Cl• = HCl + H• H•		состоянии равновесия: Vпр = Vобр; kпр[A]a[B]b = kобр[C]c[Д]d. a
	+ Cl2 = HCl + Cl• и т.д. Цепные - неразветвленные р-ции. h?		A. b B. c C. d D.
9	Н2 + 0,5О2 = Н2О Зарождение цепи: Н2+ О2 = 2ОН? Развитие	30	Зависимость скорости от температуры. (Правило Вант-Гоффа)
	цепи: ОН? + Н2 = Н2О + Н? Разветвление цепи: Н?+О2 = ОН? + ?О?		При увеличении температуры на 10 градусов скорость простой
	?О? + Н2 = ОН? + Н? Обрыв цепей: ОН? + ОН? ? Н2О2 ?О? + ?О? ? О2		реакции возрастает в 2 ? 4 раза: Т ? Т0 , ? - темпер-ый коэф-т.
	Обрыв цепи осуществляют ингибиторами [Pb(C2H5)4 , добавляемый в	31	Теория активации Аррениуса. Хим. реакция может происходить
	бензин]. Цепные - разветвленные реакции.		только при столкновении активных частиц, т.е. тех, которые
10	Лимитирующая стадия. Это самая медленная стадия в сложном		обладают характерной для данной реакции энергией, необходимой
	процессе и скорость ее протекания определяет (лимитирует)		для преодоления сил отталкивания между электронными оболочками
	скорость всего процесса.		частиц.
11	Это число элементарных актов взаимодействия, происходящих в	32	Энергия активации (Еа, кДж/моль) – это избыточный запас
	единицу времени в единице объема для гомогенных реакций или на		энергии молекулы над средне статистическим запасом энергии,
	единице поверхности раздела фаз для гетерогенных реакций: vгом =		позволяющий молекуле реализовать хим. взаимодействие.
	= ? vгетер =. Скорость химической реакции. ?n S?t. ?n V?t. ?C	33	Cогласно молекулярно-кинетической теории газов для каждой
	?t.		системы существует порог энергии Еа , начиная с которого энергия
12	Скорость как функция изменения концентрации. Взаимодействия		достаточна для протекания реакции Еа меняется от 0 до
	атомов и молекул фиксировать невозможно, поэтому о скоростях		500кДж/моль.
	реакций судят по изменению различных параметров: концентрации	34	Еа - велика, скорость реакции – мала Еа – мала, скорость –
	реагентов или продуктов за определенный промежуток времени, (а	34	велика Уравнение Аррениуса.
	также массы, давления, объема, окраски, электропроводности, и т.	35	Предэкспоненциальный множитель (А) дает некоторую
	д.).		характеристику полного числа столкновений. Доля результативных
13	Скорость средняя и мгновенная. Средняя скорость: Мгновенная		столкновений. Предэкспонента и экспонента.
13	скорость: С2. ?C ?t. С1. t1. t2. dC dt. ?C. ?t.	36	Распределение молекул газа по их энергии при различных to
14	dCD dt. dCB dt. dCC dt. dCA dt. Для реакции в общем виде		(Исследования Максвелла – Больцмана). При ув-ии to доля молекул,
	скорость химической реакции с учетом стех-ких коэффициентов: aA		имеющих энергию ? Еа ув-ся Это приводит к увеличению скорости.
	+ bB = cC + dD Vt = - = - = =.	37	Энергетический профиль экзотермической реакции. А…В –
15	Общая закономерность. Скорость химической реакции,		активир. комплекс Е1, Е2,,,, Е3 - средняя энергия молекул
	проводимой без добавления реагентов извне, максимальна в начале		реагентов, продуктов, переходного состояния Еа = Е3 - Е1 -
	(конц-ции реагентов мах) и минимальна в конце (конц-я реагентов		энергия активации. Еа` - энергия активации обратной р-ции. ЕIа.
	- мin).	38	2HI ? H2 + I2 I I I I. Промежуточный активированный
16	Реакции, скорость которых постоянна: Автокаталитические	38	комплекс. H H H H Реагенты Активированный Продукты комплекс.
	реакции - скорость возрастает скорость возрастает в некоторые	39	Определение энергии активации.
	промежутки времени от начала реакции (продукты реакции являются	40	Графическое определение Еа. Еа и А находят из графика в
	её катализаторами) Автоколебательные реакции - скорость то	40	аррениусовских координатах (ln k?1/Т) ln k lnА ?
	ум-ся, то ув-ся.	41	Термический светом ионизирующее излучение ?, - излучение
17	Факторы, влияющие на скорость реакции. Природа Концентрация		корпускулярные и др. Механохимическая звуковая активация.
	веществ Температура Катализаторы На скорость гетерогенных р-ций		Способы активации молекул.
	кроме того влияет величина поверхности, т.е. размер частиц	42	Катализ.
	твердого вещества На скорость цепных реакций – размеры и форма	43	Катализ – это явление ускорения реакции под действием
	реакционного сосуда.		веществ не расходующихся в реакции Каталитические реакции – это
18	Влияние природы и концентрации реагентов на скорость		реакции, в которых изменяется путь при неизменных реагентах и
	реакций. Закон действующих масс К. Гульдберг, П. Вааге (1867),		продуктах.
	Я. Вант-Гофф (1877) Скорость простой реакции при постоянной	44	Катализатор – это вещество, которое многократно участвует в
	температуре пропорциональна произведению концентраций реагентов		промежуточных стадиях реакции, но выходит из нее химически
	в степени их стехиом-х коэффициентов.		неизменным Еа промежуточных стадий с участием катализатора
19	В общем случае: aA + bB + dD + ..... V = kC ? C ? C ? ......		меньше, чем Еа р-ции без катализатора.
19	a A. d D. b B.	45	Энергетический профиль реакции. А + В = АВ (без
20	Для простой реакции: аА + bВ = сС +dD математическое	45	катализатора) А+ В + К?[AK] + В?[AKB] ? AB + K (с кат.).
	выражение ЗДМ: V = k C C V – скорость реакции k – константа	46	2HI = H2+ I2; Еа=184 кДж/моль Еак = 69 кДж/моль в
	скорости реакции CA и CB – молярные конц-ции реаг-в а и b –	46	присутствии кат-ра (Pt), тогда при 500 К:
	кинетический порядок реакции по веществу А и В соответственно.	47	Гомогенный катализ. (кат-р и реагент образуют одну фазу)
	Кинетическое уравнение. a A. b B.		Пример: получение SO3 окислением SO2 в технологии получения
21	Пример записи кинетического уравнения простой реакции. 1)		H2SO4 Катализатор NO2 ; все вещества - газы 1) SO2 + NO2 = SO3 +
	C2H5OH = C2H4 + H2O V=kС(C2H5OH) 2) 2HI = H2 + I2 V = k С2(HI)		NO 2) NO + 1/2О2 = NO2 SO2 + 1/2О2 = SO3.
	3) 2NO + Cl2 = 2NOCl V = k C2(NO)C(Cl2) Общий кинетич-й порядок	48	Гетерогенный катализ. Получение H2SO4 с помощью Pt кат-ра
	простой реакции равен ее молекулярности.		SO2 (г) + 1/2О2 (г) = SO3 (г) Эффективность гетерогенных кат-ров
22	V а) n=0 v б) n=1 v в) n>1. Графическое определение n. V		больше чем гомогенных Скорость реакций в гомогенном катализе
22	= = f(с). 0 c 0 c 0 c. dc dt.		зависит от концентрации кат-ра, а для гетерогенного - от его
23	аА + bВ=сС + dD V = k C C m и n – небольшие целые или		удельной поверхности.
23	дробные числа, определяются опытным путем (не совпадает с
«Скорость химической реакции» \| Скорость химической реакции.ppt

http://900igr.net/kartinki/khimija/Skorost-khimicheskoj-reaktsii/Skorost-khimicheskoj-reaktsii.html

cсылка на страницу

Реакции

другие презентации о реакциях

«Реакции веществ» - Задание №7. Горение стальной проволоки в кислороде. Признак химической реакции: изменение цвета вещества с оранжевого на металлический. Не смогешь – кого винить? 6 класс «Металлы и неметаллы»». Составьте уравнения реакций по названию веществ. Напишите уравнение данной химической реакции. 1. Цинк + хлорид водорода = хлорид цинка + водород.

«Классификация реакций» - Реакция соединения кислотного оксида фосфора(V) с водой: 4р + 5о2 = 2р2о5 + q. Взаимодействие сульфата хрома(III) с гидроксидом калия: 6. По направлению: Классификация химических реакций: Введение. Оглавление. Эндотермические реакции – реакции, протекающие с поглощением энергии во внешнюю среду. Взаимодействие щелочного металла натрия с водой:

«Уравнения химических реакций» - Единство содержания и методики преподавания. К.Д.Ушинский /19.02.1824 – 22.12.1870/. А) действие на соду кислотой. Реакция соединения; обратимые и необратимые реакции; каталитические и некаталитические реакции. Учебно-методический комплект. Количество воды в организме зависит от возраста. Измерьте температуру воды.

«Электролитическая диссоциация» - Урок - лекция. Демонстрационный эксперимент. В одну из пробирок прилить ацетон, в другую – воды. Механизм диссоциации веществ. Соли диссоциируют на ионы металла и кислотного остатка + - NaCI = Na + CI + -2 Na2SO4 = 2Na + SO4.

«Электролитическая диссоциация солей» - Что такое основание в свете теории электролитической диссоциации? NaOH, Ba(OH)2, NH4OH, Al(OH)3. 1. Металл + соль 2. Соль + щелочь 3. Соль + кислота 4. Соль + соль. Химические свойства солей. Задание 3. С какими из перечисленных веществ реагирует раствор гидроксида натрия? А) СаO, Zn(OH)2, MgCO3 В) Cr(OH)3, Al(OH)3, Сa(OH)2 С) NaOH, KOH, NH4Cl Д) CO2, HCl, FeOHCO3.

«Типы химических реакций» - Химические реакции происходят: при смешении или физическом контакте реагентов самопроизвольно при нагревании при участии катализаторов действии света электрического тока механического воздействия и т. п. При разрыве химических связей в реагентах выделяется энергия, которая, в основном, идет на образование новых химических связей.

Урок