Химическая кинетика и катализ. Смещение химического равновесия

Содержание

Слайд 2

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И КАТАЛИЗ Химическая кинетика - учение о скорости химических

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И КАТАЛИЗ
Химическая кинетика - учение о скорости химических

реакций и зависимости ее от различных факторов - природы и концентрации реагирующих веществ, давления, температуры, катализаторов.

Взрыв - тысячные доли секунды

Управление химическим процессом является главной задачей химической кинетики.

Ржавчина - несколько часов

Антрацит - сотни, тысячи лет.

Слайд 3

Скорость реакции - изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени. За

Скорость реакции - изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени.

За

промежуток времени Δt = t2 - t1 концентрация реагирующих веществ уменьшается на - ΔС = С1 - С2

моль/л·сек

Слайд 4

ФАКТОРЫ, ВЛИЯЮЩИЕ НА СКОРОСТЬ ГОМОГЕННЫХ РЕАКЦИЙ концентрация реагентов природа реагирующих веществ температура катализатор

ФАКТОРЫ, ВЛИЯЮЩИЕ НА СКОРОСТЬ ГОМОГЕННЫХ РЕАКЦИЙ
концентрация реагентов
природа реагирующих веществ
температура
катализатор

Слайд 5

Влияние концентрации реагентов Скорость химической реакции зависит от концентрации реагирующих веществ

Влияние концентрации реагентов

Скорость химической реакции зависит от концентрации реагирующих веществ

- чем выше концентрация, тем больше скорость реакции
Слайд 6

Закон действующих масс – ЗДМ (принцип Гульдберга - Вааге) Скорость гомогенной

Закон действующих масс – ЗДМ
(принцип Гульдберга - Вааге)
Скорость гомогенной реакции

при постоянной температуре пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени, численно равные их стехиометрическим коэффициентам.

k - константа скорости
химической реакции

Слайд 7

k - константа скорости химической реакции ( удельная скорость реакции )

k - константа скорости химической реакции
( удельная скорость реакции ) численно

равна скорости химической реакции при концентрациях всех реагирующих веществ, равных 1 моль/л и зависит от:
природы реагирующих веществ
температуры
катализатора

k не зависит от концентрации реагирующих веществ!

Задание1.
Скорость синтеза аммиака при повышении
концентраций азота и водорода
в три раза увеличивается в _____ раз.

Слайд 8

Концентрации твердых веществ в гетерогенных системах не входят в выражение константы

Концентрации твердых веществ в гетерогенных системах не входят в выражение

константы химического равновесия !!!

Прямая реакция
- реакция нулевого порядка

Обратная реакция
- реакция первого порядка

Слайд 9

Вместе с тем, чем больше поверхность соприкосновения, тем быстрее протекает реакция.

Вместе с тем, чем больше поверхность соприкосновения, тем быстрее протекает реакция.

Поверхность твердых веществ может быть увеличена путем их измельчения, а для растворимых веществ - путем их растворения.
Слайд 10

Задание 2 Как изменится скорость реакции выделения водорода Mg + 2HCl

Задание 2
Как изменится скорость реакции выделения
водорода Mg + 2HCl =

MgCl2 + H2, если кусочек магния
массой 1 г измельчить на 1000 одинаковых кубиков?
1) не изменится
2) возрастет примерно в 10 раз
3) возрастет примерно в 100 раз
4) возрастет примерно в 1000 раз
Слайд 11

Задание 3 Реакция, скорость которой зависит от площади поверхности соприкосновения реагирующих

Задание 3
Реакция, скорость которой зависит от площади поверхности соприкосновения реагирующих веществ,

- это:
1) нейтрализация серной кислоты раствором гидроксида натрия
2) горение водорода в кислороде
3) взаимодействие растворов хлорида меди и гидроксида калия
4) горение алюминия в кислороде    
Слайд 12

ВЛИЯНИЕ ПРИРОДЫ РЕАГИРУЮЩИХ ВЕЩЕСТВ Скорость химической реакции зависит от природы химических

ВЛИЯНИЕ ПРИРОДЫ РЕАГИРУЮЩИХ ВЕЩЕСТВ

Скорость химической реакции зависит от природы химических

соединений, подобно тому, как скорость физических процессов определяется свойствами веществ.

Например, скорость истечения жидкостей зависит от их вязкости.

Слайд 13

Реакции между молекулами протекают обычно медленно, между ионами и радикалами –

Реакции между молекулами протекают обычно медленно, между ионами и радикалами –

быстро:

Природу реагирующих веществ учитывает константа скорости реакции k

Слайд 14

Задание 5 С наибольшей скоростью при обычных условиях взаимодействуют 1) цинк

Задание 5
С наибольшей скоростью при
обычных условиях взаимодействуют
1) цинк и соляная

кислота
2) натрий и вода
3) магний и вода
4) свинец и соляная кислота

 Задание 4
С наибольшей скоростью при
обычных условиях взаимодействуют:
1) азот и водород
2) магний и вода
3) раствор гидроксида натрия и соляная кислота
4) сера и железо

Слайд 15

Влияние температуры

Влияние температуры

Слайд 16

Закон Вант-Гоффа При повышении температуры на 10° скорость химической реакции возрастает

Закон Вант-Гоффа
При повышении температуры на 10° скорость химической реакции

возрастает в два-четыре раза.

Если повысить температуру на 100°, то скорость реакции увеличится в 1024 раза:

Температурный коэффициент γ изменяется от 2 до 4.

Слайд 17

Задание 6 При повышении температуры 30о скорость реакции, температурный коэффициент которой

Задание 6
При повышении температуры 30о скорость реакции, температурный коэффициент которой равен

2, возрастает в …. раз.

Задание 7
При повышении температуры на 60°С скорость химической реакции увеличилась в 64 раза. Следовательно, температурный коэффициент этой реакции равен _____

Слайд 18

Рост скорости реакции с температурой объясняется тем, что не всякое столкновение

Рост скорости реакции с температурой объясняется тем, что не всякое

столкновение приводит к химическому превращению.
Для осуществления реакции необходимо, чтобы молекулы обладали запасом энергии, достаточным для расшатывания тех связей, которые перестраиваются в ходе реакции (энергией активации Е)

Химическая реакция напоминает туристский поход, маршрут которого проложен чрез вершину горы. Только сильные могут преодолеть вершину.

Слайд 19

Энергетическое состояние исходных и конечных продуктов позволяет определить тепловой эффект реакции

Энергетическое состояние
исходных и конечных
продуктов позволяет
определить тепловой
эффект реакции

+Q

-Q

-Q

-Q

+Q

+Q

+Q

Слайд 20

Катализаторы - вещества, увеличивающие скорость химических реакций Ингибиторы - вещества, замедляющие

Катализаторы - вещества, увеличивающие скорость химических реакций
Ингибиторы - вещества, замедляющие

скорость химических реакций

Влияние катализатора

Положительный катализатор ускоряет реакцию, отрицательный (ингибитор) замедляет ее.

Слайд 21

Гетерогенные катализаторы. Из одного вещества можно получить различные продукты в зависимости от катализатора

Гетерогенные катализаторы.

Из одного вещества можно получить различные продукты в зависимости

от катализатора
Слайд 22

Катализатор понижает энергетический барьер, его могут преодолеть и молекулы, обладающие малой

Катализатор понижает энергетический барьер, его могут преодолеть и молекулы, обладающие

малой энергией

Роль катализатора заключается в понижении энергии активации данной реакции за счет того, что он создает новый путь ее протекания.

Слайд 23

Влияние катализатора на снижение барьера активации.

Влияние катализатора на снижение барьера активации.

Слайд 24

Катализаторы изменяют скорости и прямой, и обратной реакций, но… не смещают

Катализаторы изменяют скорости и
прямой, и обратной реакций, но… не смещают

равновесие!!!

Достаточно легкого толчка, чтобы шарик покатился. Но от толчка не зависит ни направление движения, ни место, где он остановится. Катализатор изменяет только скорость реакции, не влияя на равновесие.

Слайд 25

Химическое равновесие

Химическое равновесие

Слайд 26

Химическое равновесие - состояние обратимого процесса, при котором скорости прямой и

Химическое равновесие - состояние обратимого процесса, при котором скорости прямой

и обратной реакций равны.

Равновесными называются концентрации всех веществ системы, которые устанавливаются в ней при наступлении состояния химического равновесия.

Слайд 27

Изменение концентраций реагентов и продуктов в реакции синтеза аммиака по мере

Изменение концентраций реагентов и продуктов в реакции синтеза аммиака по мере

достижения равновесия.

N2 + 3H2 ↔ 2NH3 + 92 кДж

Слайд 28

Смещение химического равновесия

Смещение химического равновесия

Слайд 29

Смещение химического равновесия. Анри Ле-Шателье (8.10.1850 – 17.09.1936) Принцип Ле Шателье

Смещение химического равновесия.

Анри Ле-Шателье
(8.10.1850 – 17.09.1936)

Принцип Ле Шателье
Если на систему,

находящуюся в состоянии равновесия оказывается внешнее воздействие, равновесие смещается в таком направлении, чтобы свести к минимуму влияние этого воздействия.

Занимался исследованием процессов воспламенения, горения, взрывов и детонации. Нашел условия синтеза аммиака (1901), рудничного газа.
В 1884 году сформулировал общий закон смещения химического равновесия.

(Принцип Ле Шателье)

Слайд 30

1. Влияние изменения температуры на смещение равновесия N2 + 3H2 ↔

1. Влияние изменения температуры на смещение равновесия
N2 + 3H2 ↔

2NH3 + 92 кдж
Экзотермическим реакциям благоприятствует
понижение температуры
Слайд 31

Со(Н2О)62+ + 4СI- ↔ СоСI42- + 6Н2О - Q розовый голубой Эндотермическим реакциям благоприятствует повышение температуры

Со(Н2О)62+ + 4СI- ↔ СоСI42- + 6Н2О - Q
розовый голубой

Эндотермическим

реакциям благоприятствует
повышение температуры
Слайд 32

2. Влияние изменения концентрации. N2 + 3H2 ↔ 2NH3

2. Влияние изменения концентрации.
N2 + 3H2 ↔ 2NH3

Слайд 33

3. Влияние изменения давления. N2+3H2↔2NH3 Влияние давления для равновесных газовых реакций

3. Влияние изменения давления.
N2+3H2↔2NH3
Влияние давления для равновесных газовых реакций

определяется числом моль до реакции и после:
Слайд 34

Катализаторы изменяют скорости и прямой, и обратной реакций, но… не смещают

Катализаторы изменяют скорости и прямой, и обратной реакций, но… не смещают

равновесие!!!

Задание 8
Реакцию, уравнение которой
FeO + 2H+ = Fe2+ + H2O + Q, можно ускорить, если:
1) повысить давление
2) понизить давление
3) повысить температуру
4) понизить температуру

Слайд 35

Тест 18 Кинетика. Катализ, Химическое равновесие (один вариант ответа)

Тест 18 Кинетика. Катализ, Химическое равновесие (один вариант ответа)

Слайд 36

1. Единица измерения скорости гомогенной химической реакции: 1) моль/л ∙ с

1. Единица измерения скорости гомогенной химической реакции:

1) моль/л ∙ с
2) кмоль ∙ м3/ч
3)

моль ∙ с/мл
4) л ∙ с/моль
Слайд 37

2. Скорость любой химической реакции зависит от: давления температуры площади соприкосновения реагирующих веществ всех вышеперечисленных факторов

2. Скорость любой химической реакции зависит от:

давления
температуры
площади соприкосновения реагирующих веществ
всех вышеперечисленных факторов

Слайд 38

3. Во сколько раз изменится скорость реакции 2SО2 + О2 →

3. Во сколько раз изменится скорость реакции 2SО2 + О2 →

2SО3 при повышении давления в системе в 3 раза?

увеличится в 9 раз
увеличится в 6 раз
увеличится в 27 раз
увеличится в 18 раз

Слайд 39

4. Через определенный промежуток времени после начала реакции 2СО2 + С

4. Через определенный промежуток времени после начала реакции 2СО2 + С

→ 2СО концентрация углекислого газа уменьшилась в 4 раза. Во сколько раз при этом уменьшится скорость реакции по сравнению с начальной?

в 4 раза
в 8 раз
в 12 раз
в 16 раз

Слайд 40

5. В реакции, схема которой 2А(г) + В(г) →C + D,

5. В реакции, схема которой 2А(г) + В(г) →C + D,

концентрацию вещества А увеличили в 2 раза, а вещества В - в 3 раза. Скорость реакции при этом возрастет:

в 12 раз
в 6 раз
в 1,5 раза
в 3 раза

Слайд 41

6. Во сколько раз надо увеличить концентрацию кислорода в реакции, уравнение

6. Во сколько раз надо увеличить концентрацию кислорода в реакции, уравнение

которой: 2SО2 + О2 →2SO3 чтобы при уменьшении концентрации сернистого газа в 5 раз скорость реакции не изменилась?

в 10 раз
2) в 2,5 раза
3) в 5 раз
4) в 25 раз

Слайд 42

7. Константа скорости химической реакции не зависит: от природы реагирующих веществ

7. Константа скорости химической реакции не зависит:

от природы реагирующих веществ
от концентрации

реагирующих веществ
от температуры
от наличия катализатора
Слайд 43

8. В присутствии катализатора протекает реакция, уравнение которой: S + О2

8. В присутствии катализатора протекает реакция, уравнение которой:

S + О2 → SО2
2H2S

+ SО2 → 3S + 2H2О
2SО2 + О2 → 2SО3
2H2S + 3О2 → 2SО2 + 2H2О
Слайд 44

9. Температурный коэффициент реакции равен 3. Во сколько раз увеличится скорость

9. Температурный коэффициент реакции равен 3. Во сколько раз увеличится скорость реакции

при повышении температуры на 20 °С?

1) в 1,5 раза
2) в 3 раза
3) в 6 раз
4) в 9 раз

Слайд 45

10. Температурный коэффициент реакции равен 2. На сколько градусов надо уменьшить

10. Температурный коэффициент реакции равен 2. На сколько градусов надо уменьшить температуру,

чтобы скорость реакции уменьшилась в 16 раз?

на 200 С
2) на 300 С
3) на 400 С
4) на 500 С

Слайд 46

11. При 30 °С химическая реакция протекает за 225 с. За

11. При 30 °С химическая реакция протекает за 225 с. За какое

время эта реакция завершится при 50 °С, если ее температурный коэффициент равен 3?

1) 25 с
2) 50 с
3) 75 с
4) 125 с

Слайд 47

12. При 10°С реакция протекает за 8 мин, а при 60

12. При 10°С реакция протекает за 8 мин, а при 60 °С—

за 15 с. Температурный коэффициент реакции равен:

1) 2
2) 3
3) 3,5
4) 4

Слайд 48

13. Обратимой является реакция, уравнение которой: NaOH + НСI → NaCI

13. Обратимой является реакция, уравнение которой:

NaOH + НСI → NaCI + Н2O
Н2

+ I2 → 2HI
С + O2 → СO2
СаСO3 + 2HCI → СаСI2 + СO2 + Н2O.
Слайд 49

14. В реагирующей системе, уравнение которой 2NO(г) + СI2(г) ↔ 2NOCI

14. В реагирующей системе, уравнение которой 2NO(г) + СI2(г) ↔ 2NOCI (г)

- Q, равновесие сместится вправо при:

повышении давления
использовании катализатора
понижении температуры
повышении концентрации NOCI

Слайд 50

15. Система, в которой повышение давления не вызовет смещения равновесия: 2NF3(г)

15. Система, в которой повышение давления не вызовет смещения равновесия:

2NF3(г) + 3H2(г)

↔ 6HF(г) + N2(г);
С(т) + 2N2O(г) ↔ CO2(г) + 2N2(г);
3Fe2O3(T) + Н2(г) ↔ 2Fe3O4(т) + Н2O(г);
2ZnS(T) + 3O2(г) ↔ 2ZnO(T)+ 2SO2(г).
Слайд 51

16. Система, в которой повышение давления и повышение температуры приведут к

16. Система, в которой повышение давления и повышение температуры приведут к смещению

равновесия в противоположных направлениях:

1) CО2(г) + C(т) ↔ 2CO(г) + Q;
2) I2(г) + 5СО2(г) ↔ I2O5(т) + 5СО(г) - Q;
3) N2(г)+О2(г) ↔ 2NO(г) - Q;
4) С2Н2(г) + 2Н2(г) ↔ СН3—СН3(г) + Q

Слайд 52

17. В реагирующей системе 2А + В ↔С + 2D исходная

17. В реагирующей системе 2А + В ↔С + 2D исходная

концентрация вещества А равна 4 моль/л; равновесная концентрация этого же вещества — 1,6 моль/л. Равновесные концентрации веществ С и D соответственно равны (моль/л):

1) 0,6 и 1,2
2) 1,2 и 2,4
3) 1,2 и 1,2
4) 1,2 и 0,6

Слайд 53

18. В реагирующей системе ЗА + В ↔ 2С + D,

18. В реагирующей системе ЗА + В ↔ 2С + D,

равновесные концентрации веществ равны: А - 0,35 моль/л, В -1,1 моль/л С - 0,9 моль/л. Исходные концентрации веществ А и В соответственно равны (моль/л):

1) 1,3 и 1,25
2) 1,3 и 1,55
3) 1,7 и 1,55
4) 1,5 и 1,45

Слайд 54

19. В реагирующей системе A + 2B ↔ C + 3D

19. В реагирующей системе A + 2B ↔ C + 3D исходные

концентрации вещества А— 3 моль/л, В— 4моль/л, а равновесная концентрация вещества С — 1,5 моль/л. Константа равновесия в системе равна:

1) 45,3
2) 48,7
3) 50,5
4) 91,1

Слайд 55

20. В системе Н2 + Вr2 ↔ 2 НВr установилось равновесие,

20. В системе
Н2 + Вr2 ↔ 2 НВr
установилось равновесие, при

котором концентрация
Н2 равна 5 моль/л,
Вr2 — 2 моль/л,
НВr — 3 моль/л.
Концентрацию Вr2 в системе увеличили в 2 раза. Определите концентрации веществ после того, как система вновь придет в состояние равновесия.
Слайд 56

Ответы (Тест 18 Кинетика)

Ответы
(Тест 18 Кинетика)

- Предыдущая
Кодирование текстовой информации
Следующая -
Классификация проектов

Похожие презентации

Нефть и способы её переработки
Доказательство амфотерности аминокислот. Продукты, содержащие аминокислоты и их соли
Закономерности протекания химических реакций. Основы химической термодинамики. Лекция 6
Соединения кремния Силикатная промышленность.
Минералы. Галенит
Биохимия, наука о химических основах жизнедеятельности
Сложные эфиры
Углеводы. Моносахариды
Добування кисню та вивчення його властивостей
Химия ғажайыптар әлемі
Классификация органических соединений Химия. 10 класс
Типы первичных химических источников тока
Основы химической термодинамики
Мир стекла
МОУ «Средняя общеобразовательная школа с.3-я Александровка Калининского района Саратовской области» Презентация по химии «Мета
Підготував: учень 10-Б класу Федоренко Роман
Тема урока : Скорость химической реакции
Получение меламина из карбамида
Азотная кислота и ее свойства
Органические загрязнители вод
Периодический закон и строение атома
Вода: фізичні та хімічні властивості. Поширеність в природі
Хлористый водород
Коррозия металлов
Полимерные материалы и изделия
Закон сохранения массы веществ. Химические уравнения
Презентация по Химии "Чипсы - вред или польза?" - скачать смотреть
Тема урока: Составление химических формул бинарных соединений по степени окисления атомов
Вы можете прислать нам Вашу презентацию и мы опубликуем ее на сайте.
Обратная связь
Для правообладателей
Email: Нажмите что бы посмотреть