Презентация к уроку "Скорость химических реакций" презентация к уроку по химии (11 класс) на тему. Скорость химических реакций Поверхность соприкосновения реагирующих веществ
ТЕМА УРОКА
«Скорость химических реакций. Факторы, влияющие на скорость химической реакции»
Выяснить, какие условия необходимо создать, чтобы началась химическая реакция;
научиться определять скорость химической реакции;
рассмотреть единицу измерения скорости химической реакции;
выяснить от каких факторов зависит скорость химических реакций.
ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ ПРОТЕКАЮТ С РАЗЛИЧНЫМИ СКОРОСТЯМИ
Мгновенно (при взрыве; в водных растворах, например, при смешивании растворов хлорида бария и сульфата натрия образуется сульфат бария в виде белого осадка);
- Быстро (растворение цинка в соляной кислоте; горение магния);
Медленно (образование ржавчины на железных предметах; окисление меди).
УСЛОВИЕ ВОЗНИКНОВЕНИЯ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ
Соприкосновение веществ
ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ
Гетерогенные химические реакции
Гомогенные
химические
реакции
ГОМОГЕННЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ
Химические реакции, протекающие в однородной среде, например в растворе или газовой фазе, то взаимодействие реагирующих веществ происходит во всём объёме
ГЕТЕРОГЕННЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ
Если реакция идет между веществами, находящихся в разных агрегатных состояниях или между веществами, неспособными образовывать гомогенную среду (между несмешивающимися жидкостями), то она происходит только на поверхности соприкосновения веществ.
СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ ОПРЕДЕЛЯЕТСЯ ИЗМЕНЕНИЕМ КОНЦЕНТРАЦИИ ВЕЩЕСТВА В ЕДИНИЦУ ВРЕМЕНИ.
В единице V (для гомогенной)
На единице поверхности соприкосновения веществ S (для гетерогенной)
n - изменение количества вещества (моль);
t– интервал времени (с, мин)
Изменение молярной концентрации;
АНАЛИЗ ТАБЛИЦЫ, ВЫВОДЫ:
Значение скорости реакции зависит от того, по какому веществу её определяют
Например, для реакции Н 2 +CI 2 = 2НCI
из 1 моль Н 2 образуется 2 моль НCI
скорость реакции увеличится в 2 раза (по изменению концентрации HCI)
ЗАДАЧА НА ПРИМЕНЕНИЕ ЗНАНИЙ ПО «СКОРОСТИ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ»
Химическая реакция протекает в растворе, согласно уравнению: А+В = С. Исходные концентрация: вещества А – 0,80 моль/л. Через 20 минут концентрация вещества А снизилась до 0, 74 моль/л.
Определите:
среднюю скорость реакции за этот промежуток времени;
САМОПРОВЕРКА.
Дано:
С (А) 1 = 0,80 моль/л
С (А) 2 = 0,74 моль/л
= 20 мин
Найти.
гомоген =?
Решение:
а) определение средней скорости реакции в растворе производится по формуле:
Ответ: гомоген. = 0,003 моль/л
ФАКТОРЫ, ВЛИЯЮЩИЕ НА СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ
Природа реагирующих веществ;
Температура;
Концентрация реагирующих веществ;
Действие катализаторов;
Поверхность соприкосновения реагирующих веществ (в гетерогенных реакциях).
Суть: реакции происходят при столкновении частиц реагентов, которые обладают определённой энергией.
Чем больше частиц реагентов, чем ближе они друг к другу, тем больше шансов у них столкнуться и прореагировать.
К реакции приводят лишь эффективные соударения , т.е. такие при которых разрушаются или ослабляются «старые связи» и поэтому могут образоваться «новые». Но для этого частицы должны обладать достаточной энергией.
энергией активации Е а.
ИЗМЕНЕНИЕ КОЛИЧЕСТВА ВЕЩЕСТВА, ПО КОТОРОМУ ОПРЕДЕЛЯЮТ СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ – ВНЕШНИЙ ФАКТОР
Суть: реакции происходят при столкновении частиц реагентов, которые обладают определённой энергией.
Чем больше частиц реагентов, чем ближе они друг к другу, тем больше шансов у них столкнуться и прореагировать.
К реакции приводят лишь эффективные соударения , т.е. такие при которых разрушаются или ослабляются «старые связи» и поэтому могут образоваться «новые». Но для этого частицы должны обладать достаточной энергией.
Минимальный избыток энергии (над средней энергией частиц в системе), необходимый для эффективного соударения частиц в системе), необходимый для эффективного соударения частиц реагентов, называется энергией активации Е а.
1. ПРИРОДА РЕАГИРУЮЩИХ ВЕЩЕСТВ.
Под природой реагирующих веществ понимают их состав, строение, взаимное влияние атомов в неорганических и органических веществах.
Величина энергии активации веществ – это фактор, посредством которого сказывается влияние природы реагирующих веществ на скорость реакции.
120 Гидролиз сахарозы, взаимодействие металлов с кислотами, натрия с водой и спиртами, этилена с бромной водой и др. Незначительная Разложение аммиака на водород и азот, гидрирование этилена, окисление оксида серы (IV) до оксида серы (VI), разложение иодоводорода на иод и водород и др." width="640"
Зависимость скорости реакции от природы реагирующих веществ.
Энергия активации Е а , кДж/моль
Скорость реакции
Примеры реакций
Очень большая
Средняя
Реакции ионного обмена между электролитами, взаимодействие щелочных металлов с кислородом и галогенами и др.
Гидролиз сахарозы, взаимодействие металлов с кислотами, натрия с водой и спиртами, этилена с бромной водой и др.
Незначительная
Разложение аммиака на водород и азот, гидрирование этилена, окисление оксида серы (IV) до оксида серы (VI), разложение иодоводорода на иод и водород и др.
ЗАДАНИЕ НА ПРИМЕНЕНИЕ ЗНАНИЙ
Объясните разную скорость взаимодействия цинка и магния с уксусной кислотой; цинка с соляной и уксусной кислотой.
Напишите соответствующие реакции
2. ТЕМПЕРАТУРА
При увеличении температуры на каждые 10° С скорость реакции увеличивается в 2-4 раза.
Число, показывающее, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 10° С, называют температурным коэффициентом.
Правило Вант-Гоффа математически выражается следующей формулой:
где –скорость реакции при температуре t 2 ,
– скорость реакции при температуре t 1 ,
– температурный коэффициент.
ЗАДАЧА НА ПРИМЕНЕНИЕ ЗНАНИЙ:
Определите, как изменится скорость некоторой реакции:
при повышении температуры от 10° до 50° С;
Температурный коэффициент реакции равен 3.
САМОПРОВЕРКА
подставить данные задачи в формулу:
скорость реакции увеличится в 81 раз
3. КОНЦЕНТРАЦИЯ РЕАГИРУЮЩИХ ВЕЩЕСТВ.
На основе большого экспериментального материала в 1867 г. норвежские учёные К. Гульдберг, и П Вааге и независимо от них в 1865 г. русский учёный Н.И. Бекетов сформулировали основной закон химической кинетики, устанавливающий зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ:
скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях равных их коэффициентам в уравнении реакции.
Этот закон ещё называют
законом действующих масс.
МАТЕМАТИЧЕСКОЕ ВЫРАЖЕНИЕ ЗАКОНА ДЕЙСТВУЮЩИХ МАСС.
По закону действующих масс скорость реакции, уравнение которой А+В=С может быть вычислена по формуле:
v 1 = k 1 C A C B ,
а скорость реакции, уравнение которой А+2В=D, может быть вычислена по формуле:
v 2 = k 2 C A C B .
В этих формулах: C A и C B – концентрации веществ А и В (моль/л), k 1 и k 2 – коэффициенты пропорциональности, называемые константами скоростей реакции . Эти формулы также называют кинетическими уравнениями.
ЗАДАЧА НА ПРИМЕНЕНИЕ ЗНАНИЙ:
1.Составьте кинетические уравнения для следующих реакций:
А) H 2 +I 2 =2HI;
Б) 2 Fe + 3CI 2 = 2 FeCI 3 .
2. Как изменится скорость реакции, имеющей кинетическое уравнение
концентрацию вещества А увеличить в 3 раза;
САМОПРОВЕРКА.
Решение. Подставим соответствующие данные в кинетическое уравнение, сравним скорости реакций.
скорость реакции увеличится в 9 раз.
4. ДЕЙСТВИЕ КАТАЛИЗАТОРА
Обсуждение вопросов:
1.Что такое катализатор и каталитические реакции?
2. Приведите примеры известных вам каталитических реакций из органической и неорганической химии. Укажите названия веществ – катализаторов.
3. Выскажите предположение о механизме действия катализаторов (на основе теории столкновений).
4. Каково значение каталитических реакций?
5.ПОВЕРХНОСТЬ СОПРИКОСНОВЕНИЯ РЕАГИРУЮЩИХ ВЕЩЕСТВ.
Скорость реакции увеличивается благодаря:
Увеличению площади поверхности соприкосновения реагентов (измельчение);
Повышению реакционной способности частиц на поверхности образующихся при измельчении микрокристаллов;
Непрерывному подводу реагентов и хорошему отводу продуктов с поверхности, где идёт реакция.
Фактор связан с гетерогенными реакциями, которые протекают на поверхности соприкосновения реагирующих веществ: газ - твердое вещество, газ - жидкость, жидкость - твердое вещество, жидкость - другая жидкость, твердое вещество - другое твердое вещество, при условии, что они не растворимы друг в друге.
Приведите примеры гетерогенных реакций.
ВЫВОДЫ ПО ТЕМЕ УРОКА
Химические реакции протекают с различными скоростями. Величина скорости реакции зависит от объёма в гомогенной системе и от площади соприкосновения реагентов – в гетерогенной.
На пути всех частиц, вступающих в химическую реакцию, имеется энергетический барьер, равный энергии активации Eа.
Скорость реакции зависит от факторов :
Природа реагирующих веществ;
Температура;
Концентрация реагирующих веществ;
Действие катализаторов;
Поверхность соприкосновения реагирующих веществ (в гетерогенных реакциях).
ВЫВОДЫ ПО ТЕМЕ УРОКА
Величина энергии активации веществ – это фактор, посредством которого сказывается влияние природы реагирующих веществ на скорость реакции. Чем меньше энергия активации, тем больше эффективных соударений реагирующих частиц.
При увеличении температуры на 10º С общее число активных соударений увеличивается в 2-4 раза.
Чем больше концентрации реагентов, тем больше соударений реагирующих частиц, а среди них и эффективных соударений.
Катализатор изменяет механизм реакции и направляет её по энергетически более выгодному пути с меньшей энергией активации. Ингибитор замедляет ход реакции.
Гетерогенные реакции протекают на поверхности соприкосновения реагирующих веществ. Нарушение правильной структуры кристаллической решётки приводит к тому, что частицы на поверхности образующихся микрокристаллов значительно реакционноспособнее, чем те же частицы на «гладкой» поверхности.
Слайд 1
Слайд 2
Слайд 3
Слайд 4
Слайд 5
Слайд 6
Слайд 7
Слайд 8
Слайд 9
Слайд 10
Слайд 11
Презентацию на тему "Скорость химических реакций" можно скачать абсолютно бесплатно на нашем сайте. Предмет проекта: Химия. Красочные слайды и иллюстрации помогут вам заинтересовать своих одноклассников или аудиторию. Для просмотра содержимого воспользуйтесь плеером, или если вы хотите скачать доклад - нажмите на соответствующий текст под плеером. Презентация содержит 11 слайд(ов).
Слайды презентации
Слайд 1
Слайд 2
Определение:
Скорость химической реакции – это изменение количества реагирующего вещества в единицу времени в единице объёма.
r – скорость химической реакции, V – объём м3, Dv – количество вещества в молях, Dt – промежуток времени сек., DС – молярная концентрация (Dv/ V)
Слайд 3
Пояснение:
Иными словами, скорость реакции – это изменение концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени.
В реакции: N2+3H2=2NH3 , 1 моль N2 вступает в реакцию с 3 молями H2 и получается 2 моля NH3 . =с
Таким образом, скорость химической реакции можно вычислить по любому участнику реакции на основании коэффициентов уравнения реакции
Слайд 4
Скорость реакции, факторы:
Фактор внутренних химических связей: Природа реагирующих веществ (прочность химических связей в веществе) def: химическая реакция – процесс перераспределения химических связей между атомами, в результате которого образуются новые вещества. Чем прочнее внутренние химические связи в веществе, тем труднее оно вступает в реакцию.
Слайд 5
Фактор температуры (энергии активации): def: Энергия активации – энергия промежуточного состояния, выше которого суммарная энергия реагирующих частиц больше энергии ещё не вступивших в реакцию реагентов. В промежуточном состоянии старые химические связи уже разорваны, а новые, пока ещё не образованы. Для реакций, происходящих при в диапазоне 273-373 градусов кельвина, выполняется правило Вант-Гоффа: при повышении температуры на 10 градусов – скорость реакции увеличивается в 2-4 раза.
Слайд 7
Фактор Катализатора: def: Катализатор – промежуточный реагент, понижающий энергию активации химической реакции, за счёт образования промежуточных соединений с меньшими затратами энергии. def: Катализатор - вещества или внешние воздействия (например ультразвук или ионизирующие излучения), которые ускоряют различные химические и физические процессы (например полимеризация) в заданном направлении. Основная функция катализатора - образовывать с исходными веществами более реакционно-способные промежуточные соединения и комплексы, позволяющие снизить энергию активации химической реакции.
Слайд 8
Фактор Ингибитора: def: Ингибитор - вещество, замедляющие или предотвращающие течение различных химических реакций: окисления, полимеризации, коррозию металлов и др. Например, гидрохинон - ингибитор окисления бензальдегида; соединения технеция - ингибитор коррозии сталей. Основная функция ингибитора - образовывать с исходными веществами менее реакционно-способные промежуточные соединения и комплексы, позволяющие увеличить энергию активации химической реакции.
Слайд 9
Фактор Концентрации (Закон действующих масс) def: Закон действующих масс устанавливает соотношение между массами реагирующих веществ в химических реакциях при равновесии. Закон действующих масс сформулирован в 1864-1867 гг. К. Гульдбергом и П. Вааге. Согласно этому закону скорость, с которой вещества реагируют друг с другом, зависит от их концентрации. Закон действующих масс используют при различных расчетах химических процессов. Он позволяет решить вопрос, в каком направлении возможно самопроизвольное течение рассматриваемой реакции при заданном соотношении концентраций реагирующих веществ, какой выход нужного продукта может быть получен.
Слайд 10
Фактор Концентрации (Закон действующих масс) def: Константа равновесия – постоянная величина, полученная из отношения произведения концентраций продуктов реакции (в степенях их коэффициентов в уравнении реакции) к произведению концентраций реагентов (также в степенях их коэффициентов в уравнении реакции). Данная константа не зависит от исходных концентраций веществ и реакционной смеси. Пример:
Слайд 2
Для гомогенных реакций.Скорость химической реакции- это изменение концентрации одного из реагирующих веществ или одного из продуктов реакции в единицу времени
∆c V= ------------- ∆т
Слайд 3
Для гетерогенных реакций.Скорость определяется изменением количества вещества в единицу времени на единице поверхности твёрдого вещества.
Слайд 4
Факторы, влияющие на скорость реакций.
1.Природа реагирующих веществ. 2.Концентрация веществ. 3.Площадь соприкосновения реагирующих веществ. 4.Температура. 5.Катализатор.
Слайд 5
Природа реагирующих веществ
1)Взаимодействие Na и K с водой. 2)Взаимодействие галогенов с алюминием или водородом. Скорость приведённых ОВР зависит от электронной природы веществ. Объясните данную зависимость, применяя знания электронного строения атомов реагирующих веществ.
Слайд 6
Концентрация веществ.(в растворённом или газообразном состоянии)
1)Горение серы на воздухе или в чистом кислороде. 2)Взаимодействие Zn c HCl разбавленной и концентрированной. Скорость реакции прямо пропорциональна концентрации реагирующих веществ. Объясните эту зависимость с т.зрения числа активных столкновений между молекулами.
Слайд 7
Площадь поверхности соприкосновения реагирующих веществ.(для гетерогенных реакций)
Пример: взаимодействие соляной кислоты с Zn в виде гранул и в виде порошка. Чем больше измельчено вещество, тем больше площадь соприкосновения реагирующих веществ и тем реакция идёт быстрее. Поверхность соприкосновения можно увеличить, применяя принцип « кипящего слоя» Объясните данные явления.
Слайд 8
Температура.
Пример реакции CuO c HCl прикомнатной температуре и нагревании. При повышении температуры на каждые10º скорость реакции увеличивается в 2-4 раза.(Правило Вант- Гоффа) Объясните данную зависимость с т. зрения повышения энергии активации молекул.
Слайд 9
Катализатор.
Катализаторы- это вещества, которые изменяют скорость реакции, оставаясь к концу её неизменными. Пример: разложение перекиси водорода без и в присутствии диоксида марганца. Ферменты- это биологические катализаторы.
Посмотреть все слайды
Описание презентации по отдельным слайдам:
1 слайд
Описание слайда:
Аналитические реакции в растворах Аналитические реакции в растворах, обратимые и необратимые Химическое равновесие Закон действующих масс, константа химического равновесия Факторы, влияющие на смещение равновесия аналитических реакций
2 слайд
Описание слайда:
Типы химических реакций в аналитической химии кислотно-оснóвные реакции – реакции с переносом протона Н+ окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – реакции с переносом электрона ē реакции комплексообразования – реакции с переносом электронных пар и образованием связей по донорно-акцепторному механизму реакции осаждения – гетерогенные реакции в растворе
3 слайд
Описание слайда:
В количественном анализе широко используются обратимые реакции, т.е. протекающие одновременно в двух противоположных направлениях: аА + вВ ↔ сС + дД Реакцию, протекающую в сторону образования продуктов реакции называют прямой аА + вВ → сС + дД Реакцию, протекающую в сторону образования исходных веществ – обратной сС + дД → аА + вВ В принципе, все реакции, протекающие в природе, являются обратимыми, но в тех случаях, когда обратная реакция выражена очень слабо, реакции считаются практически необратимыми. К ним относят обычно те реакции, при протекании которых один из образующихся продуктов уходит из сферы реакции, т.е. выпадают в осадок, выделяются в виде газа, образуется малодиссоциируемое вещество (например, вода), реакция сопровождается выделением большого количества тепла.
4 слайд
Описание слайда:
Состояние химического равновесия характерно лишь для обратимых процессов. В обратимых реакциях скорость прямой реакции вначале имеет максимальное значение, а затем снижается вследствие уменьшения концентрации исходных веществ, расходующихся на образование продуктов реакции. Обратная реакция в начальный момент имеет минимальную скорость, которая растет по мере увеличения концентраций продуктов реакции. Таким образом, наступает момент, когда скорости прямой и обратной реакции становятся равными. Такое состояние системы называется химическим равновесием kпр=kобр
5 слайд
Описание слайда:
В 1864 − 1867 г норвежские ученые Гульдберг и Вааге установили закон действующих масс (под действующими массами они подразумевали концентрации. Тогда термин концентрация еще не был известен, его ввел позднее Вант−Гофф): скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных соответствующим стехиометрическим коэффициентам. Для обратимой реакции типа aA + вB = cC + дД согласно закону действия масс скорости прямой и обратной реакции соответственно равны: vпр = kпр[A]a[B]в, vобр = kобр[C]c[Д]д. Если vпр = vобр, то kпр[A]a[B]в = kобр[C]c[Д]д, откуда К = kобр / kпр = [C]c[Д]д / [A]a[B]в. Таким образом, константа равновесия – отношение произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ. Константа равновесия – величина безразмерная, т.к. зависит от концентрации и количества веществ.
6 слайд
Описание слайда:
Величина К, характеризующая при постоянной температуре постоянство соотношений равновесных концентраций реагентов, была названа Вант−Гоффом константой равновесия. Константа равновесия является одной из количественных характеристик состояния химического равновесия. Задание: написать выражение для константы равновесия следующих реакций: H2+I2 ↔ 2HI ; K= 2 / N2+3H2 ↔ 2NH3; K= 2 / 3
7 слайд
Описание слайда:
Направление смещения химического равновесия при изменениях концентрации, температуры и давления определяется принципом Ле – Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, произвести воздействие (изменение концентрации, температуры, давления), то равновесие в системе смещается в сторону ослабления этого воздействия ЛЕ ШАТЕЛЬЕ Анри Луи
8 слайд
Описание слайда:
Для реакции А+В ↔ С+D Изменение концентрации если увеличивается концентрация исходных веществ, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, т.е. вправо А+В → С+D, если уменьшается концентрация исходных веществ, то равновесие смещается в сторону исходных веществ, т.е. влево А+В ← С+D если увеличивается концентрация продуктов реакции, то равновесие смещается в сторону образования исходных веществ, т.е. влево А+В ← С+D, если уменьшается концентрация продуктов реакции, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, т.е. вправо, А+В → С+D
9 слайд
Описание слайда:
Для реакции А+В ↔ С+D 2) Изменение температуры определяется тепловым эффектом реакции при экзотермическом процессе (отрицательное значение реакции) - если температура уменьшается, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, т.е. вправо А+В → С+D, если температура увеличивается, то равновесие смещается в сторону исходных веществ, т.е. влево А+В ← С+D при эндотермическом процессе (положительное значение реакции) – если температура увеличивается, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, т.е. вправо А+В → С+D, если температура уменьшается, то равновесие смещается в сторону образования исходных веществ, т.е. влево А+В ← С+D
