Химическая кинетика

Сентябрь 9, 2022

Главная
Химия
Химическая кинетика

Содержание

2. Химическая кинетика – учение о скорости химических реакций и факторах, влияющих на неё; Химическая реакция –
3. Основные типы химических реакций Реакции соединения: В общем виде А + В С SO3 + H2O
4. Реакции замещения: В общем виде: А + ВС АС + В Zn + 2HCl ZnCl2 +
5. Обязательные условия протекания химических реакций Столкновения молекул; Наличие у молекул в момент столкновения повышенного запаса энергии;
6. ОН НО О - Н2О ОН ОН Наличие в момент столкновения взаимной пространственной ориентации реагирующих молекул:
7. Скорость химической реакции Скорость химической реакции показывает какое количество молекул вступает в реакцию или образуется за
8. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ Эту зависимость описывает закон действующих масс: скорость химической реакции
9. Зависимость скорости химической реакции от температуры С повышением температуры скорость химических реакций возрастает, так как увеличивается
10. Температурный коэффициент Вант-Гоффа Температурный коэффициент Вант-Гоффа указывает во сколько раз возрастает скорость конкретной реакции при увеличении
11. Зная величину температурного коэффициента можно рассчитать скорость реакции при любой температуры; Для этого достаточно определить скорость
12. Катализ Катализ – повышение скорости химической реакции под действием вещества, которое не является участником данной реакции;
13. Для любого катализа характерны следующие закономерности: В процессе химической реакции катализатор подвергается изменениям, из одной формы
14. Катализ гомогенный гетерогенный В случае гомогенного катализа все его участники: катализатор, исходные и конечные продукты реакции
15. Гомогенный катализ Химическая реакция осуществляется более сложным, обходным путем; Катализатор вступает в реакции с исходными веществами,
16. Все промежуточные реакции, протекающие с участием катализатора, имеют низкую величину энергии активации и поэтому у них
17. Гетерогенный катализ Гетерогенный катализатор является твердым телом с большой поверхностью вследствие пористости (губчатая платина, активированный уголь
18. За счет сорбции большого количества молекул реагирующих веществ на поверхности катализатора создается повышенная локальная (местная) концентрация
19. Необратимые химические реакции Необратимые химические реакции встречаются не часто; Условия необратимости реакций: Выпадение конечных продуктов в
20. Обратимые химические реакции Большинство химических реакций являются обратимыми и протекают в двух направлениях; А + В
21. Химическое равновесие A + B C + D А + В C + D С +
22. Константа равновесия Константа равновесия характеризует соотношение между концентрациями конечных и исходных веществ при наступлении равновесия: А
23. Услoвия равновесия Прямая и обратная стадии протекают с одинаковой скоростью: V1 = V2 Концентрации исходных и
24. A + B C + D + Q Температура не изменяется t° = сonst N2 +
25. Принцип (правило) Ле Шателье При воздействие на обратимую химическую реакцию, находящуюся в равновесии, какого-либо фактора повышается
26. А + В С + D Дополнительное поступление в реакционную среду исходных веществ (A,B) или удаление
27. A + B C + D + Q При нагревании повышается скорость эндотермической реакции, так как
28. N2 + 3H2 2NH3 При повышении давления повышается скорость той стадии, которая приводит у уменьшению объема,
29. Тест 1 Константой химической реакции является: а) скорость реакции б) температура в) концентрация реагирующих веществ г)
30. Тест 2 Необратимой (протекающей до конца) является реакция: а) KCl + NaNO3 KNO3 + NaCl б)
31. Тест 3 Температурный коэффициент Вант-Гоффа показывает во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры: а)
32. Тест 4 За 5 мин. концентрация реагирующих веществ снизилась с 10 моль/л до 5 моль/л. Скорость
33. Тест 5 При 20ºС химическая реакция с температурным коэффициентом Вант-Гоффа, равным 3, полностью протекает за 18
34. Тест 6 Для повышения скорости химической реакции (γ = 2) в 8 раз температуру необходимо повысить
35. Следующая лекция 12 сентября (понедельник) в ауд. 419 в 12 час. Не опаздывать!
37. Скачать презентацию

Слайд 2

Химическая кинетика – учение о скорости химических реакций и факторах,

влияющих на неё;
Химическая реакция – взаимодействие молекул, приводящее к изменению их химического состава, т.е. к образованию новых молекул;
Изменение химического состава молекул происходит за счет перераспределения атомов между реагирующим молекулами.

Слайд 3

Основные типы химических реакций
Реакции соединения:
В общем виде А

+ В С
SO3 + H2O H2SO4
Реакции разложения:
В общем виде А В + С
CaCО3 CaO + CO2
Реакции обмена:
В общем виде АВ + СD AD + BC
CuCl2 + 2KOH Cu(OH)2 + 2KCl

Слайд 4

Реакции замещения:
В общем виде: А + ВС АС + В

Zn + 2HCl ZnCl2 + H2
Реакции нейтрализации:
В общем виде Н·А + В·OH AB + H2O
HCl + NaOH NaCl + H2O

Слайд 5

Обязательные условия протекания химических реакций
Столкновения молекул;
Наличие у молекул

в момент столкновения повышенного запаса энергии;
Избыток энергии выше среднего запаса называется энергией активации;
Чем ниже величина энергии активации, тем легче вступают во взаимодействия реагирующие молекулы;

Слайд 6

ОН
НО
О
- Н2О
ОН
ОН
Наличие в момент столкновения взаимной пространственной ориентации

реагирующих молекул:

Это условие необходимо для взаимодействия молекул больших размеров

Слайд 7

Скорость химической реакции
Скорость химической реакции показывает какое количество молекул

вступает в реакцию или образуется за счет реакции в единице объема за единицу времени;
Скорость химической реакции имеет размерность моль/л·мин;
Скоростью химической реакции еще можно считать изменение концентрации реагирующих веществ или продуктов реакции во времени: ΔС/Δt;

Слайд 8

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ
Эту зависимость описывает

закон действующих масс: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ;
В случае реакции A + B C
этой зависимости соответствует уравнение:
v = k· [A] · [B]

Константа скорости реакции

Слайд 9

Зависимость скорости химической реакции от температуры
С повышением температуры скорость химических

реакций возрастает, так как увеличивается число столкновений реагирующих молекул, у молекул запас энергии становится больше.
Правило Вант-Гоффа
При увеличении температуры на каждые 10°С скорость большинства реакций повышается в несколько раз (2-4 раза).

Слайд 10

Температурный коэффициент Вант-Гоффа
Температурный коэффициент Вант-Гоффа указывает во сколько раз возрастает

скорость конкретной реакции при увеличении температуры на каждые 10°С;
Температурный коэффициент Вант-Гоффа (γ) находится по формуле:

t2-t1
10°C

V1 - скорость реакции при низкой температуре
V2 - скорость реакции при высокой температуре

Слайд 11

Зная величину температурного коэффициента можно рассчитать скорость реакции при любой

температуры;
Для этого достаточно определить скорость данной реакции при каком-то одном значении температуры:
v2 = v1 · γ v1 = v2\ γ

t2-t1
10°C

Слайд 12

Катализ
Катализ – повышение скорости химической реакции под действием вещества, которое

не является участником данной реакции;
Такое вещество называется катализатором;

Слайд 13

Для любого катализа характерны следующие закономерности:
В процессе химической реакции

катализатор подвергается изменениям, из одной формы переходит в другую. Однако он всегда возвращается в исходную форму;
Поэтому катализатор не расходуется, и его содержание в реакционной смеси всегда очень низкое.

Слайд 14

Катализ
гомогенный гетерогенный
В случае гомогенного катализа все его участники:

катализатор, исходные и конечные продукты реакции имеют одинаковое агрегатное состояние;
В случае гетерогенного катализа катализатор – твердое тело, а исходные и конечные продукты находятся в газообразном или жидком состоянии

Слайд 15

Гомогенный катализ
Химическая реакция осуществляется более сложным, обходным путем;
Катализатор вступает

в реакции с исходными веществами, вследствие чего образуются промежуточные неустойчивые соединения, подвергающиеся последующим превращениям, приводящим в итоге к образованию конечных продуктов реакции и переходу катализатора в исходную форму;

Слайд 16

Все промежуточные реакции, протекающие с участием катализатора, имеют низкую величину

энергии активации и поэтому у них очень высокая скорость.

Слайд 17

Гетерогенный катализ
Гетерогенный катализатор является твердым телом с большой поверхностью вследствие

пористости (губчатая платина, активированный уголь и др.);
Реагирующие вещества, находящиеся в газообразном или жидком состоянии сорбируются на поверхности твердого катализатора;

Слайд 18

За счет сорбции большого количества молекул реагирующих веществ на поверхности

катализатора создается повышенная локальная (местная) концентрация реагирующих молекул, что способствует лучшему их взаимодействию;
Благодаря сорбции у реагирующих молекул создается благоприятная взаимная пространственная ориентация.

Слайд 19

Необратимые химические реакции
Необратимые химические реакции встречаются не часто;
Условия необратимости реакций:
Выпадение

конечных продуктов в осадок;
Выделение конечных продуктов в виде газа;
Выделение большого количества энергии.

Слайд 20

Обратимые химические реакции
Большинство химических реакций являются обратимыми и протекают в

двух направлениях;
А + В C + D
Для обратимых химических реакций характерно состояние равновесия;

Прямая стадия

Обратная стадия

Слайд 21

Химическое равновесие
A + B C + D
А + В C +

С + D A + В

Равновесие

Слайд 22

Константа равновесия
Константа равновесия характеризует соотношение между концентрациями конечных и исходных

веществ при наступлении равновесия:
А + В C + D
[C] ·[D]

[А] ·[В]

Кравн. =

Слайд 23

Услoвия равновесия
Прямая и обратная стадии протекают с одинаковой скоростью:
V1 =

V2
Концентрации исходных и конечных продуктов больше не изменяются:
[А],[В], [C], [D] = const
Соотношение между концентрациями исходных и конечных продуктов не изменяется: [С] · [D]
[A] · [B]

= const

Слайд 24

A + B C + D + Q
Температура не

изменяется
t° = сonst
N2 + 3H2 2 NH3
(моль любого газа содержит 6 1023 молекул и при нормальном давление занимает одинаковый объем - 22,4 л)
Давление не изменяется
Р = сonst

Слайд 25

Принцип (правило) Ле Шателье
При воздействие на обратимую химическую реакцию, находящуюся

в равновесии, какого-либо фактора повышается скорость той стадии, которая устраняет действие этого фактора

Слайд 26

А + В С + D
Дополнительное поступление в реакционную среду

исходных веществ (A,B) или удаление конечных продуктов (C, D) вызывает повышение скорости прямой стадии;
Удаление из реакционной системы исходных веществ (A, B) или дополнительное поступление веществ, являющимися конечными продуктами (C,D), ускоряет обратную стадию.

Слайд 27

A + B C + D + Q
При нагревании

повышается скорость эндотермической реакции, так как она поглощает тепло;
При охлаждении повышается скорость экзотермической реакции, выделяющей тепло.

t°

Слайд 28

N2 + 3H2 2NH3
При повышении давления повышается скорость

той стадии, которая приводит у уменьшению объема, занимаемого молекулами газа – т.е количества молекул
(в данном случае прямой стадии);
При снижении давления повышается скорость стадии, вызывающий возрастание объема, занимаемого молекулами – т.е. количества молекул
(в данном случае обратной стадии)

Слайд 29

Тест 1
Константой химической реакции является:
а) скорость реакции
б) температура

в) концентрация реагирующих
веществ
г) температурный коэффициент
Вант-Гоффа

Слайд 30

Тест 2
Необратимой (протекающей до конца) является реакция:
а) KCl + NaNO3

KNO3 + NaCl
б) 2 NH4Cl + Na2SO4 (NH4)2SO4 + 2 NaCl
в) KNO3 + NaCl KCl + NaNO3
г) Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2

Слайд 31

Тест 3
Температурный коэффициент Вант-Гоффа показывает во сколько раз увеличивается скорость

реакции при повышении температуры:
а) на 1°С
б) на 5°С
в) на 10°С
г) на 20°С

Слайд 32

Тест 4
За 5 мин. концентрация реагирующих веществ снизилась с

10 моль/л до 5 моль/л.
Скорость реакции равна:
а) 0,5 моль/л·мин
б) 1,0 моль/л·мин
в) 2,0 моль/л·мин
г) 5,0 моль/л·мин

Слайд 33

Тест 5
При 20ºС химическая реакция с температурным коэффициентом Вант-Гоффа,

равным 3, полностью протекает за 18 мин. При 40ºС эта реакция завершится:
а) за 1 мин.
б) за 2 мин.
в) за 3 мин.
г) за 6 мин.

Слайд 34

Тест 6
Для повышения скорости химической реакции
(γ = 2) в

8 раз температуру необходимо повысить :
а) на 10°С
б) на 20°С
в) на 30°С
г) на 40°С

Слайд 35

Следующая лекция
12 сентября (понедельник) в ауд. 419

в 12 час.
Не опаздывать!

Химическая кинетика

Содержание

Химическая кинетика – учение о скорости химических реакций и факторах,

Основные типы химических реакций Реакции соединения: В общем виде А

Реакции замещения: В общем виде: А + ВС АС + В

Обязательные условия протекания химических реакций Столкновения молекул; Наличие у молекул

ОН НОО- Н2ООНОН Наличие в момент столкновения взаимной пространственной ориентации

Скорость химической реакции Скорость химической реакции показывает какое количество молекул

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ Эту зависимость описывает

Зависимость скорости химической реакции от температуры С повышением температуры скорость химических

Температурный коэффициент Вант-Гоффа Температурный коэффициент Вант-Гоффа указывает во сколько раз возрастает

Зная величину температурного коэффициента можно рассчитать скорость реакции при любой

Катализ Катализ – повышение скорости химической реакции под действием вещества, которое

Для любого катализа характерны следующие закономерности: В процессе химической реакции

Катализ гомогенный гетерогенный В случае гомогенного катализа все его участники:

Гомогенный катализ Химическая реакция осуществляется более сложным, обходным путем; Катализатор вступает

Все промежуточные реакции, протекающие с участием катализатора, имеют низкую величину

Гетерогенный катализ Гетерогенный катализатор является твердым телом с большой поверхностью вследствие

За счет сорбции большого количества молекул реагирующих веществ на поверхности

Необратимые химические реакцииНеобратимые химические реакции встречаются не часто;Условия необратимости реакций: Выпадение

Обратимые химические реакции Большинство химических реакций являются обратимыми и протекают в

Химическое равновесиеA + B C + DА + В C +

Константа равновесия Константа равновесия характеризует соотношение между концентрациями конечных и исходных

Услoвия равновесияПрямая и обратная стадии протекают с одинаковой скоростью: V1 =

A + B C + D + Q Температура не

Принцип (правило) Ле Шателье При воздействие на обратимую химическую реакцию, находящуюся

А + В С + D Дополнительное поступление в реакционную среду

A + B C + D + Q При нагревании

N2 + 3H2 2NH3 При повышении давления повышается скорость

Тест 1Константой химической реакции является: а) скорость реакции б) температура

Тест 2Необратимой (протекающей до конца) является реакция: а) KCl + NaNO3

Тест 3Температурный коэффициент Вант-Гоффа показывает во сколько раз увеличивается скорость

Тест 4 За 5 мин. концентрация реагирующих веществ снизилась с

Тест 5 При 20ºС химическая реакция с температурным коэффициентом Вант-Гоффа,

Тест 6Для повышения скорости химической реакции (γ = 2) в

Следующая лекция 12 сентября (понедельник) в ауд. 419

Похожие презентации