Скорость химических реакций презентация

Содержание

Энергия активации Еа — это энергия, которую надо сообщить 1 моль вещества, чтобы его молекулы стали активными, [кДж/моль]. Это энергетический барьер, который должны преодолеть молекулы реагентов, чтобы превратиться в молекулы

Слайд 1Лекция 4
Скорость химических реакций
Рассматриваемые вопросы:

1. Химическая кинетика и её основные задачи.


2. Классификация типов реакций.
3. Энергия активации. Энергетическая кривая реакции.
4. Почему идут химические реакции?
5. Основные законы и принципы химической кинетики.
6. Механизм реакции. Лимитирующая стадия.
7. Скорость реакции. Закон действующих масс. Факторы, влияющие на скорость.
8. Порядок и молекулярность реакции.
9. Зависимость скорости реакции от температуры и природы веществ. Уравнение Аррениуса. Правило Вант-Гоффа.
10. Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье.

Слайд 2

Слайд 8Энергия активации Еа — это энергия, которую надо сообщить 1 моль

вещества, чтобы его молекулы стали активными, [кДж/моль].

Это энергетический барьер, который должны преодолеть молекулы реагентов, чтобы превратиться в молекулы продуктов.

Чем больше Еа , тем меньше в системе активных молекул.

В большинстве случаев 50 кДж/моль > Еа > 100 кДж/моль
Если Еа > 120 кДж/моль — процесс идет годами.
Если Еа = 0, то?

Слайд 15

H2 + I2 = 2HI
1) I2 hν I· + ·I
2) ·I + H–H I ̵ ̵ H ̵ ̵ H
3) I ̵ ̵ H ̵ ̵ H + ·I I ̵ ̵ H ̵ ̵ H ̵ ̵ I
4) I ̵ ̵ H ̵ ̵ H ̵ ̵ I HI + HI
Какая из стадий будет самой медленной?

Механизм реакции. Лимитирующая стадия.

Слайд 24Формальным порядком реакции называется показатель степени в кинетическом уравнении реакции, определяемый

экспериментально.

Порядок реакции — это сумма степеней в кинетическом уравнении для элементарной стадии процесса.

Слайд 25Два способа экспериментального определения порядка реакции:

1) составляются кинетические уравнения для

реакций 1-го, 2-го и 3-го порядков. После интегрирования и преобразования получаем выражения:

[лмоль–1с–1]

[л2моль–2с–1]

Слайд 26Изменение функции концентрации исходных веществ во времени для реакций различных порядков



Слайд 272) Используя логарифмическую форму кинетического уравнения r = k·cn ,
lgr

= lgk + n·lgc из линейной зависимости получаем lg k и n = tg .

Слайд 28Молекулярность реакции — число молекул, принимающих участие в элементарном акте химического

превращения.

Существуют одно-, двух- и трехмолекулярные реакции.

Молекулярность и порядок реакции не совпадают если:

- уравнение реакции описывает процесс в целом и не отражает истинного механизма реакции;
2N2O5 = 4NO2 + O2
Молекулярность равна 2, порядок 1.

- концентрация одного из реагентов много больше концентрации другого.

Слайд 29Зависимость скорости реакции от температуры и природы реагирующих веществ описывает уравнение

Аррениуса:

k — константа скорости реакции
A — предъэкспоненциальный множитель, отражающий ОБЩЕЕ число соударений в системе
Еа — энергия активации
R — универсальная газовая постоянная
Т — температура, К
е — ДОЛЯ активных соударений в системе

Слайд 30Каким образом можно ускорить реакцию?
- увеличить температуру
- снизить энергию активации
Катализаторы —

вещества, участвующие в реакции, но не расходующиеся в ней.

Катализаторы бывают положительными и отрицательными (ингибиторы).

Слайд 31Энергетическая диаграмма реакции без катализатора и с катализатором.

Слайд 32Энергия активации количественно характеризует природу вещества:

Калий в воде
Ложка из нержавеющей стали

в воде

Слайд 33Определение энергии активации по константам реакции, определенным при двух температурах:

Слайд 34Если Еа лежит в диапазоне 50-100 кДж/моль, то влияние температуры на

скорость можно оценить по эмпирическому правилу Вант-Гоффа:

увеличение температуры реакции на каждые 10 градусов ускоряет реакцию в 2-4 раза.

Слайд 35
Принцип детального равновесия
В системе, находящейся в состоянии термодинамического равновесия при данной

температуре, скорость прямого процесса равна скорости обратного процесса.

rпр
А В
rобр

В состоянии равновесия при Т = const,
rпр = rобр

Химическое равновесие

Слайд 36
Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие (Т,

р, С), равновесие системы смещается в сторону той, из двух противоположных реакций, которая ослабляет это воздействие.

Принцип Ле-Шателье

Слайд 37Задача:
В реакции синтеза аммиака исходные концентрации азота и водорода составляли соответственно

5 и 10 моль/л. Известно, что к моменту наступления равновесия прореагировало 50% исходного азота.
Определите константу равновесия.

Задача:
В реакции СО + Н2О ↔ СО2 + Н2
Исходные концентрации реагентов составляли по 1 моль/л. Константа равновесия равна 4. Определить все равновесные концентрации.

Слайд 38
В лекции использованы материалы профессора химического факультета МГУ им. Ломоносова
Еремина Вадима

Владимировича

Спасибо
за внимание!

Похожие презентации

Минералы и горные породы 504
Подготовка учащихся к выполнению заданий С1 (36) и С2(37) на ЕГЭ по химии 588
Лекция 8. Стационарная кинетика (продолжение). Сложные ферментативные реакции 301
Табиғаттағы биологиялық азотофиксация мәні мен масштабы 879
Хроматографія. Мікрогетерогенні дисперсні системи 553
Техника безопасности для учащихся в кабинете химии 904

Обратная связь

Если не удалось найти и скачать презентацию, Вы можете заказать его на нашем сайте. Мы постараемся найти нужный Вам материал и отправим по электронной почте. Не стесняйтесь обращаться к нам, если у вас возникли вопросы или пожелания:

Email: Нажмите что бы посмотреть 

Что такое ThePresentation.ru?

Это сайт презентаций, докладов, проектов, шаблонов в формате PowerPoint. Мы помогаем школьникам, студентам, учителям, преподавателям хранить и обмениваться учебными материалами с другими пользователями.

Для правообладателей

Яндекс.Метрика