Презентация на тему "Скорость химических реакций" 11 класс

Содержание

• 
  Слайд 1

  «Cкорость химических реакций».

  Тема урока:

• 
  Слайд 2
  

  Химическая кинетика – раздел химии, изучающий скорость и механизм химических реакций.

• 
  Слайд 3

  Системы:

  Гомогенные (однородные) –системы, в которых не видна поверхность раздела между компонентами. Газовые смеси, растворы. Гетерогенные (неоднородные) –системы, в которых видна поверхность раздела между компонентами. Тв. в-во + тв. в-во, газ + тв. в-во, жидкость + тв. в-во.

• 
  Слайд 4

  Реакции:

  Гомогенные – реакции, протекающие в гомогенных системах. Протекают во всем объеме системы. Гетерогенные– реакции, протекающие в гетерогенных системах. Протекают на границе раздел фаз.

• 
  Слайд 5

  Скорость химической реакции -

  изменение концентрации одного из реагирующих веществ за единицу времени в единице объёма. + c2 – c1+ ∆c − t2 – t1− ∆t C – концентрация, в моль / л t – время, в секундах  = = МОЛЬ Л ∙ С

• 
  Слайд 6
  

  Влияние площади соприкосновения реагирующих веществ на скорость реакции.

  1. Скорость гетерогенных реакций зависит от площади соприкосновения веществ. 2. Гетерогенные реакции идут только на поверхности раздела реагирующих веществ. 3. Скорость гетерогенной реакции: ∆n ∆t∙S гетерог.=

• 
  Слайд 7
  

  Молярная концентрация – показывает количество молей вещества, находящееся в 1 литре. С = n / V [C] = [моль/л]

• 
  Слайд 8

  Задание 1.

  1.В сосуде объёмом 5 литров находится 1 моль водорода. Рассчитайте молярную концентрацию водорода. 2. В растворе объёмом 2 л содержится 392 грамма серной кислоты. Рассчитайте молярную концентрацию раствора.

• 
  Слайд 9

  Изменение концентрации реагирующего вещества во времени

  С Концентрацця Время С1 С2 t1 t2 ∆c ∆t  = ∆c ∆t

• 
  Слайд 10

  Факторы, влияющие на скорость реакции

  1. Концентрация реагирующих веществ. 2.Температура. 3. Природа реагирующих веществ. 4. Площадь соприкосновения реагирующих веществ. 5. Катализатор.

• 
  Слайд 11

  Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость реакции.

  Чем больше концентрация реагирующих веществ, тем чаще сталкиваются частицы веществ, а значит скорость реакции увеличивается.

• 
  Слайд 12
  

  Закон действия масс: скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степени стехиометрических коэффициентов. Гульдберг, Вааге, 1867г.

• 
  Слайд 13
  

  mА + nB = AmBn  = k٠САm٠CBn k – константа скорости реакции: k = , при сА = св = 1 моль/л при сА ٠ св = 1 моль/л k – зависит от природы реагирующих веществ и от t

• 
  Слайд 14

  Запишите выражение ЗДМ для реакций:

  2СО + О2 =2СО2 N2 + 3H2 = 2NH3 4P + 5O2 = 2P2O5 = k٠ [СО]2 ∙[О2]  = k٠ [N2] ∙ [H2]3 = k٠[O2]5

• 
  Слайд 15

  Расчетные задачи:

  2. Во сколько раз необходимо повысить давление в системе: N2(г) + 3H2(г) 2NH3(г), чтобы повысить скорость прямой реакции в 256 раз? В системе: 4NH3(г) + 3O2(г) 2N2(г) + 6H2O(г) концентрацию аммиака повысили с 0,3 моль/л до 0,6 моль/л, а концентрацию кислорода понизили с 0,4 моль/л до 0,1 моль/л. Как изменилась скорость реакции?

• 
  Слайд 16

  Температура.

  Правило Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 100С скорость большинства реакций увеличивается в 2 – 4 раза. t2 – t1 10 Ү – температурный коэффициент, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении t на 100С. 2 = 1٠Ү

• 
  Слайд 17

  Расчетные задачи:

  Как изменится скорость некоторой реакции при уменьшении температуры 300С до 00С, если температурный коэффициент равен 2? При температуре 200С скорость реакции равна 2,7 моль/л.с. Чему равна скорость реакции при температуре 00С, если температурный коэффициент равен 3?

• 
  Слайд 18

  Влияние температуры на скорость реакции.

  При повышении температуры, увеличивается скорость движения частиц, поэтому они чаще сталкиваются, а значит скорость реакции возрастает.

• 
  Слайд 19

  Влияние природы реагирующих веществ на скорость реакции.

  2К+2Н2О=2КОН+Н2↑ 2Н2+О2=2Н2О

• 
  Слайд 20
  

  Са+2Н2О=Са(ОН)2+Н2↑

• 
  Слайд 21
  

  Чем активнее вещество, тем скорость реакции с его участием больше.

• 
  Слайд 22

  Взаимодействие металлов с кислотами

  Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑1 Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑2 Cu + 2HCl = реакция невозможна 1> 2 Zn активнее Fe, а Cu малоактивный металл

• 
  Слайд 23
  

  Влияние площади соприкосновения реагирующих веществ на скорость реакции.

  1. Скорость гетерогенных реакций зависит от площади соприкосновения веществ. 2. Гетерогенные реакции идут только на поверхности раздела реагирующих веществ. 3. Скорость гетерогенной реакции: ∆n ∆t∙S гетерог.=

• 
  Слайд 24
  

  Чем больше поверхность соприкосновения веществ, тем больше скорость реакции.

• 
  Слайд 25

  Влияние катализатора на скорость реакции.

  Катализаторами называются вещества, изменяющие скорость химических реакций. Химические реакции, протекающие при участии катализаторов, называют каталитическими. Сам катализатор в реакциях не расходуется и в конечные продукты не входит.

• 
  Слайд 26
  

  С12Н22О11 + 12О2 = 12СО2+11Н2О

• 
  Слайд 27

  Механизм каталитических реакций

  Для реакции: А + В = АВ Механизм: Катализатор взаимодействует с исходным веществом: А + К = АК Промежуточное соединение взаимодействует с другим исходным веществом: АК + В = АВ + К Суммарное уравнение: А + В = АВ

• 
  Слайд 28
  

  Как необходимо изменить условия в системе: 2SO2(г) + O2(г) 2SO3(г) + Q, находящейся в равновесии, чтобы добиться максимальной концентрации оксида серы (IV)? Как сместится равновесие в системе: 2H2S(г) + SO2(г) 2H2O(г) + 3S(т) + Q, если : а) повысить температуру; б) понизить дав-ление; в) ввести катализатор; г) повысить концентрацию сероводорода; д) понизить концентрацию оксида серы (IV).

• 
  Слайд 29
  

  Домашнее задание: 1. Учить теорию и определения. 2.Письменно: О. стр 31 №48 записать выражение ЗДМ для реакций: 2SO2 + O2 = 2SO3 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O 2H2O2 = 2H2O + O2 Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O