химической реакции. Правило Вант-Гоффа
Энергия активации. Уравнение Аррениуса
Влияние давления на скорость
химической реакцияКатализ
Разделы презентаций
- Разное
- Английский язык
- Астрономия
- Алгебра
- Биология
- География
- Геометрия
- Детские презентации
- Информатика
- История
- Литература
- Математика
- Медицина
- Менеджмент
- Музыка
- МХК
- Немецкий язык
- ОБЖ
- Обществознание
- Окружающий мир
- Педагогика
- Русский язык
- Технология
- Физика
- Философия
- Химия
- Шаблоны, картинки для презентаций
- Экология
- Экономика
- Юриспруденция
Химическая кинетика
Содержание
- 1. Химическая кинетика
- 2. ПЛАНСкорость химической реакцииКлассификация химических реакцийЗакон действующих массВлияние
- 3. Основные понятияКинетика – наука о скоростях и механизмах процессовХимическая кинетика изучает скорости и механизмы химических реакций
- 4. Скорость химической реакцииПод скоростью химической реакции понимается
- 5. Скорость химической реакцииНа практике скорость химической реакции выражается изменением концентрации реагентов или продуктов в единицу времени.
- 6. Классификация химических реакцийа) Гомогенные- реакции в которых
- 7. Классификация химических реакций
- 8. Простые химические реакцииПростая или элементарная реакция протекает
- 9. Мономолекулярная реакция– в элементарном акте участвует одна молекула (разложение)
- 10. Бимолекулярная реакция- в элементарном акте участвуют 2 молекулы (столкновение двух молекул)
- 11. Трехмолекулярная реакцияв элементарном акте участвуют три молекулы, вероятность их столкновения мала
- 12. Сложные реакцииСложные реакции протекают в несколько стадий
- 13. Последовательные реакции
- 14. Параллельные реакции
- 15. Цепные реакции
- 16. Закон действующих масс (Гульдберг и Вааге)Скорость химической реакции пропорциональна концентрации реагирующих веществ.
- 17. Где:k – константа скорости химической реакции,СА, СВ
- 18. ПРИМЕР:по N2O первый порядок, по Н2 первый
- 19. Порядок реакцииЕсли реакция сложная, то происходит ряд
- 20. ПРИМЕР:Реакция образования воды, сложная цепная реакция:2Н2 +
- 21. ПРИМЕР:порядок по водороду - 0,4порядок по кислороду
- 22. Графическое определение порядка реакции а) n=0
- 23. Графическое определение порядка реакции в координатах (C;
- 24. Влияние температуры на скорость химической реакции. Правило
- 25. Температурный коэффициентγ – температурный коэффициент Вант-Гоффа, показывает
- 26. Пример:Во сколько раз увеличится скорость химической реакции
- 27. Решение:
- 28. Пример:При 100 ºС реакция идет за 16
- 29. Энергия активацииПервое условие протекания реакции является столкновение
- 30. Важно!Энергия активации характеристика реакции в целом, а
- 31. Реакция начинается только между теми частицами, которые
- 32. Рассмотрим пример: Н2 + J2 =
- 33. Уравнение АррениусаК – константа скорости реакции, е
- 34. Графический метод определения энергии активации Строят график
- 35. Аналитический метод определения энергии активацииПри наличии эксперименталь-ных
- 36. Энергия активации
- 37. Скорость химической реакции в значительной мере зависит
- 38. Влияние давления на скорость химической реакции Если
- 39. ↑ давления → ↑ конц-ции газа →
- 40. Пример: 2NOгаз + 2H2газ → N2 +
- 41. КАТАЛИЗ
- 42. Катализ- это один из наиболее распространенных в химической практике методов ускорения химических реакций
- 43. Катализаторы– это вещества, которые ускоряют химические реакции
- 44. Иначе говоря, в присутствии катализатора возникают другие
- 45. Таким образом в присутствии катализаторов энергия активации
- 46. ПримерНапример, платина снижает значение Еа в реакции
- 47. Слайд 47
- 48. Пример гомогенного катализа
- 49. Пример гетерогенного катализа
- 50. Эффективность гетерогенных катализаторов обычно намного больше чем
- 51. Последнее связано с тем, что каталитическая реакция
- 52. Сорбция - поглощение газа или жидкого вещества твердым веществом - сорбентом.
- 53. Различают:Адсорбция – поглощение поверхностьюАбсорбция – поглощение всем
- 54. ПримерЭнергия активации некоторой реакции в отсутствии катализатора
- 55. Выводы:1. Скорость химической реакции зависит от температуры,
- 56. Скачать презентанцию
ПЛАНСкорость химической реакцииКлассификация химических реакцийЗакон действующих массВлияние температуры на скорость химической реакции. Правило Вант-ГоффаЭнергия активации. Уравнение АррениусаВлияние давления на скорость химической реакцияКатализ
Слайды и текст этой презентации
Слайд 2ПЛАН
Скорость химической реакции
Классификация химических реакций
Закон действующих масс
Влияние температуры на скорость
химической реакции. Правило Вант-Гоффа
химической реакцияКатализ
Слайд 3Основные понятия
Кинетика – наука о скоростях и механизмах процессов
Химическая кинетика
изучает скорости и механизмы химических реакций
Слайд 4Скорость химической реакции
Под скоростью химической реакции понимается число элементарных актов
взаимодействия реагентов в единицу времени, сек., мин., час, в единице
объема – мл, литр, м3 - для гомогенных реакций или на единице поверхности.
Слайд 5Скорость химической реакции
На практике скорость химической реакции выражается изменением концентрации
реагентов или продуктов в единицу времени.
Слайд 6Классификация химических реакций
а) Гомогенные- реакции в которых реагенты находятся в
одном агрегатном состоянии
б) Гетерогенные- реакции в которых реагенты находятся в
различных агрегатных состояниях.
Слайд 8Простые химические реакции
Простая или элементарная реакция протекает в одну стадию,
без образования промежуточных веществ.
Простые реакции делятся на:
мономолекулярные
бимолекулярные
трехмолекулярные
Слайд 10Бимолекулярная реакция
- в элементарном акте участвуют 2 молекулы (столкновение двух
молекул)
Слайд 11Трехмолекулярная реакция
в элементарном акте участвуют три молекулы, вероятность их столкновения
мала
Слайд 12Сложные реакции
Сложные реакции протекают в несколько стадий с образованием промежуточных
продуктов. Сложные реакции бывают:
последовательные
параллельные реакции
цепные реакции
Слайд 16Закон действующих масс
(Гульдберг и Вааге)
Скорость химической реакции пропорциональна концентрации
реагирующих веществ.
Слайд 17Где:
k – константа скорости химической реакции,
СА, СВ – молярные концентрации
реагентов в любой момент времени моль/л,
a, b – стехиометрические коэффициенты,
а – порядок реакции по веществу А,
b – порядок реакции по веществу В,
а + b –общий кинетический порядок реакции. Общий порядок простой реакции совпадает с ее молекулярностью.
Слайд 18ПРИМЕР:
по N2O первый порядок,
по Н2 первый порядок, суммарный второй.
Для простой реакции общий порядок равен сумме частных порядков.
Слайд 19Порядок реакции
Если реакция сложная, то происходит ряд промежуточных превращений и
порядок реакции равен порядку реакции лимитирующей стадии.
В сложных реакциях порядок
реакции не совпадает с ее молекулярностью. Молекулярность - это число одновременно сталкивающихся молекул.
Слайд 20ПРИМЕР:
Реакция образования воды, сложная цепная реакция:
2Н2 + О2 = 2Н2О
Н2 + О2 = ОН• + ОН•
ОН• + Н2 =
Н2О + Н•Н• + О2= ОН• + О•
О• + Н2 = ОН• + Н•
Слайд 21ПРИМЕР:
порядок по водороду - 0,4
порядок по кислороду – 0,3
сумма
равна 0,7
порядок реакции не совпадает со стехиометрическими коэффициентами.
Молекулярность
равна трем.
Слайд 23Графическое определение порядка реакции в координатах (C; t)
Если построить зависимость
в координатах концентрация от времени, то можно определить как порядок
реакции, так и константу.
Слайд 24Влияние температуры на скорость химической реакции.
Правило Вант-Гоффа:
Чем выше температура,
тем больше скорость химической реакции.
Скорость химической реакции увеличивается в
2-4 раза при увеличении температуры на каждые 100 .
Слайд 25Температурный коэффициент
γ – температурный коэффициент Вант-Гоффа, показывает во сколько раз
возросла скорость химической реакции.
Где Т2 > Т1
Слайд 26Пример:
Во сколько раз увеличится скорость химической реакции при повышении температуры
от 200-500 ºС, если температурный коэффициент γ= 2?
Слайд 28Пример:
При 100 ºС реакция идет за 16 минут , сколько
времени надо при 140 ºС, температурный коэффициент равен 2?
Слайд 29Энергия активации
Первое условие протекания реакции является столкновение реагирующих молекул, но
не каждое столкновение приводит к реакции, реагируют только те молекулы,
у которых кинетическая ЕК достаточна для преодоления отталкивания электронных оболочек, эта повышенная энергия достаточная для взаимодействия молекул, называется энергией активации Еа кДж/моль.
Слайд 30Важно!
Энергия активации характеристика реакции в целом, а не для вещества.
Энергия активации - это наименьшая энергия необходимая для того, чтобы
молекула прореагировала. 
Слайд 31Реакция начинается только между теми частицами, которые обладают повышенной энергией,
такие частицы при столкновении сначала образуют активированный комплекс, что-то вроде
промежуточного соединения, существующего в течение очень короткого времени. Затем активированный комплекс разрушается с образованием продуктов реакции. Образование активированного комплекса более энергетически выгодно, чем предварительный полный распад молекул, вступающих в реакцию.
Слайд 32Рассмотрим пример:
Н2 + J2 = 2HJ
Электронные облака не
дают взаимодействовать молекулам, избыточная энергия нужна для разрыва атомов и
атомы взаимодействуют:1. Н2 → 2H E=434 кДж/моль - атомизация
2. J2 → 2J E=100 кДж/моль
3. Н + J → НJ E= 530 ÷ 550 кДж/моль (теоретическая), экспериментальная энергия активации равна – 170 кДж/моль. Почему разница? Как идет этот процесс?
Атомизация на самом деле не идет. Молекулы образуют промежуточные активированные комплексы
Н2 + J2 → H2……J2 → 2HJ
Для обратимых химических реакций активированный комплекс является одним и тем же для прямой и обратной реакции.
Слайд 33Уравнение Аррениуса
К – константа скорости реакции,
е – основание натурального
логарифма,
Т – температура, в К,
R – молярная газовая постоянная
8,31 Дж/моль*КЕа – энергия активации, Дж/моль,
А – предэкспоненциальный множитель, показывает общее число столкновений.
Слайд 34Графический метод определения энергии активации
Строят график в аррениусовских координатах
(ln k – 1/T)
и из графика находят ko и Еа
Слайд 35Аналитический метод определения энергии активации
При наличии эксперименталь-ных данных для двух
температур ko и Еа легко найти теоретически
Слайд 37Скорость химической реакции в значительной мере зависит от энергии активации.
Для подавляющего большинства реакций она лежит в пределах от 50
до 250 кДж/моль. Реакции для которых Еа >150 кДж/моль при комнатной температуре практически не протекают.
Слайд 38Влияние давления на скорость химической реакции
Если в реакции участвуют
газообразные вещества, то повышение давления равносильно сжатию газа, т.е. увеличению
его концентрации.При увеличении концентрации газообразного компонента скорость реакции в соответствии с законом действующих масс возрастает.
При понижении давления газ расширяется, и его концентрация в системе падает, это вызывает уменьшение скорости реакции.
Слайд 40Пример:
2NOгаз + 2H2газ → N2 + 2H2O
Как изменится скорость химической
реакции при увеличении давления в 2 раза?
Как изменится скорость химической
реакции при уменьшении давления в 3 раза? 
Слайд 42Катализ
- это один из наиболее распространенных в химической практике методов
ускорения химических реакций
Слайд 43Катализаторы
– это вещества, которые ускоряют химические реакции за счет участия
в образовании промежуточных соединений, в состав продуктов они не входят
и следовательно в реакции не расходуются.
Слайд 44Иначе говоря, в присутствии катализатора возникают другие активированные комплексы, причем
для их образования требуется меньше энергии, чем для образования активированных
комплексов возникающих без катализатора.
Слайд 45Таким образом в присутствии катализаторов энергия активации реакции понижается.
Уменьшение
энергии активации приводит к увеличению скорости реакции.
Слайд 46Пример
Например, платина снижает значение Еа в реакции
Н2 + J2
= 2HJ
от Еа =198 кДж/моль до
Еа =109кДж/молью
Слайд 50Эффективность гетерогенных катализаторов обычно намного больше чем гомогенных.
Скорость каталитических
реакций в случае гомогенного катализатора зависит от его концентрации, а
в случае гетерогенного от его удельной поверхности – чем она больше, тем больше скорость.
Слайд 51Последнее связано с тем, что каталитическая реакция идет на поверхности
катализатора и включает в себя стадии адсорбции молекул реагентов на
поверхности.
Слайд 53Различают:
Адсорбция – поглощение поверхностью
Абсорбция – поглощение всем объемом, поглощение газа
жидкостью, или твердым веществом.
На процессе сорбции основано создание противогаза
активированным углем. 
Слайд 54Пример
Энергия активации некоторой реакции в отсутствии катализатора равна 75,24 кДж/моль,
а с катализатором – 50,14 кДж/моль. Во сколько раз увеличится
скорость реакциив присутствии катализатора;
без катализатора.
Слайд 55Выводы:
1. Скорость химической реакции зависит от температуры, концентрации реагирующих веществ,
их природы и наличия катализатора.
2. Зависимость скорости химической реакции от
температуры выражается правилом Вант-Гоффа и уравнением Аррениуса.3. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ представляется законом действующих масс, концентрация твердых веществ не записывается.
