Содержание
- 2. Химическая кинетика – раздел химии, изуча-ющий закономерности протекания химичес-ких процессов во времени Основное понятие химической кинетики
- 3. 7.2. Типы химических реакций I. Элементарные реакции (одностадийные, простые) протекают в одну стадию: 2NO + O2
- 4. II Гомоенные реакции – протекают в объеме одной фазы: NaOH (раствор)+ НCl (раствор) = NaCl (раствор)+H2O
- 5. III Обратимые реакции – протекают не до конца, не одно из реагирующих веществ не расходуется полностью:
- 6. 6.3. Скорость химической реакции Скорость химической реакции – это число элементар-ных актов взаимодействия между молекулами реаги-рующих
- 7. 6.4. Факторы, влияющие на скорость химических реакций. Закон действующих масс. Опыт: Na2S2O3 +H2SO4= Na2SO4 +S↓+SO2 +
- 8. Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов. aA +
- 9. Закон действующих масс безусловно выполняется только для элементарных химических реакций, протекающих в одну стадию. В других
- 10. 6.5. Влияние температуры на скорость химической реакции Опыт: Na2S2O3 +H2SO4= Na2SO4 +S↓+SO2 + H2O Вывод: Чем
- 11. Правило Вант-Гоффа (1884 г.) При повышении температуры на каждые десять градусов скорость химической реакции возрастает в
- 12. Уравнение Аррениуса (1889 г.) 1859-1927 Молекулы, вступающие в реакцию при столкно- вении, называются активными. Энергия активации
- 13. Т1 С повышением температуры увеличивается количество активных молекул, вследствие чего скорость реакции возрастает Распределение Максвелла
- 14. 6.6. Представление о катализе Вещество, которое увеличивает скорость реакции, оставаясь по окончании реакции химически неизмен-ным, называется
- 15. 6.7. Представление о лимитирующей стадии химического процесса. При k1 >> k2 все исходное ве-щество может превратиться
- 16. 6.8. Кинетические особенности состояния равновесия А + B = C V→= k→[A][B] V←= k← [C] К
- 17. Отношение констант скоростей прямой и обратной реакции в состоянии равновесия при фиксированной температуре есть величина постоянная
- 18. Константы равновесия некоторых реакций
- 19. Принцип Ле Шателье (1884 г.) Опыт: FeCl3 +6KCNS ⬄ K3[Fe(CNS)6] + 3KCl Оранж. Кроваво-красный Вывод: добавление
- 20. N2O4(г)⬄ 2NO2(г); Δ H = +57,2 кДж бесцвет коричнев Равно- весие Равно- весие нарушено Равно- весие
- 22. Скачать презентацию