Щоб користуватися попереднім переглядом презентацій, створіть собі обліковий запис ( обліковий запис) Google і увійдіть до нього: https://accounts.google.com
Підписи до слайдів:
Швидкість хімічних реакцій Хімічна кінетика вивчає швидкість та механізми хімічних реакцій
Гомогенні та гетерогенні системи Гетерогенні системи Фаза – сукупність всіх гомогенних частин системи, однакових за складом та по всіх фізичних і хімічним властивостямта відмежованих від інших частин системи поверхнею розділу. Гомогенні системи складаються з однієї фази
Швидкість хімічних реакцій (для гомогенних систем) A + B = D + G C 0 = 0,5 моль/л C 1 = 5 моль/л t = 10 c
Швидкість хімічних реакцій (для гомогенних систем) A + B = D + G C 0 = 2 моль/л C 1 = 0,5 моль/л t = 10 c (для гетерогенних систем)
Фактори, від яких залежить швидкість реакції Природа реагуючих речовин Концентрація речовин у системі Площа поверхні (для гетерогенних систем) Температура Наявність каталізаторів Досвід: вплив концентрації Досвід: лужні метали реагують з водою Рубідій та цезій з водою
Вплив температури Правило Вант-Гоффа При нагріванні системи на 10?С швидкість реакції зростає в 2-4 рази - температурний коефіцієнт Вант-Гоффа Якоб Вант-Гофф (1852-1911)
Каталіз Йенс Якоб Берцеліус ввів термін «каталіз» у 1835 р. Каталізатор – речовина, що змінює швидкість реакції, бере участь у проміжних стадіях реакції, але не входить до складу продуктів реакції. 2SO 2 (р.) + O 2 (р.) 2SO 3 (р.) 2) SO 2 (р.) + NO 2 (р.) SO 3 (р.) + NO (р.) 1) 2 NO (р.) + O 2 (р.) 2NO 2 (р.) Вільгельм Оствальд 1909 р. – Нобелівська премія «у визнання робіт з каталізу»
Механізм розкладання пероксиду водню 2 H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (1) H 2 O 2 = H + + HO 2 - (2) HO 2 - + H 2 O 2 = H 2 O + O 2 + OH - (3) OH - + H + = H 2 O Перегляньте досвід «Розкладання пероксиду водню» Перейти до теми «каталіз»
Розкладання H 2 O 2 у присутності Fe 3+ H 2 O 2 = H + + HO 2 - HO 2 - + Fe 3+ = Fe 2+ + HO 2 HO 2 + Fe 3+ = Fe 2+ + O 2 + H + Fe 2+ + H 2 O 2 = Fe 3+ + OH + OH - OH + H 2 O 2 = H 2 O + HO 2 Fe 2+ + HO 2 = Fe 3+ + HO 2 - OH - + H + = H2O. . . . . . Порівняйте з механізмом без участі каталізатора
17 білих верблюдів Кай Ліндерстрем-Ланг (1896-1959) Притча про каталіз + 1 чорний верблюд 1/2 1/3 1/9 18 9 6 2 17 + 1 чорний верблюд
Термінологія Каталіз, каталізатор Інгібітор Промотори Каталітичні отрути Гомогенний та гетерогенний каталіз Ферменти
Особливості ферментативного каталізу Висока вибірковість та специфічність каталізатора Жорсткі вимоги до умов перебігу реакцій Класифікація ферментів Оксиредуктази Трансферази Гідролази Ліази Ізомерази Лігази (синтетази)
Тепер до питань ЄДІ!
A20-2008-1 На швидкість хімічної реакції між розчином сірчаної кислоти та залізом не впливає 1) концентрація кислоти 2) подрібнення заліза 3) температура реакції 4) збільшення тиску
A20-2008-2 Для збільшення швидкості хімічної реакції Mg (тв.) + 2 H + = Mg 2+ + H 2 (г.) необхідно 1) додати кілька шматочків магнію 2) збільшити концентрацію іонів водню 3) зменшити температуру 4) збільшити концентрацію іонів магнію
A20-2008-3 C найбільшою швидкістю за звичайних умов протікає реакція 1) 2 Ba + O 2 = 2BaO 2) Ba 2+ + CO 3 2- = BaCO 3 ↓ 3) Ba + 2H + = Ba 2+ + H 2 4 ) Ba + S = BaS
A20-2008-4 Для збільшення швидкості реакції 2CO + O 2 = 2CO 2 + Q необхідно 1) збільшити концентрацію CO 2) зменшити концентрацію О 2 3) знизити тиск 4) знизити температуру
A20-2008- 5 Для збільшення швидкості реакції Zn (тв.) + 2 H + = Zn 2+ + H 2 (г.) необхідно 1) зменшити концентрацію іонів цинку 2) збільшити концентрацію іонів водню 3) зменшити температуру 4) збільшити концентрацію іонів цинку
1) Zn + HCl (5% p-p) 2) Zn + HCl (10% p-p) 3) Zn + HCl (20% p-p) 4) NaOH (5% p-p) + HCl (5% p-p) З найбільшою швидкістю при звичайних умовах протікає реакція
Cлайд 1
Cлайд 2
КЛАСИФІКАЦІЯ ХІМІЧНИХ РЕАКЦІЙ ЗА ОЗНАКОМ ФАЗНОСТІ (АГРЕГАТНИЙ СТАН) ХІМІЧНІ РЕАКЦІЇ ГОМОГЕНІ ГЕТЕРОГЕННІ (реагують речовини та продукти реакції знаходяться в одній фазі) 2SO2 (ж) = NaCl (ж)+H2O Особливість: протікають у всьому обсязі реакційної суміші (реагуючі речовини та продукти реакції знаходяться в різних фазах) S(тв)+O2(г)=SO2(г) Zn(тв)+2HCl(ж)=ZnCl2( ж)+H2(г) Особливість: протікають поверхні розділу фаз
Cлайд 3
ШВИДКОСТІ РЕАКЦІЙ Швидкість гомогенної реакції Швидкість гетерогенної реакції А(г) +В(г) = С(г) ∆V = V2-V1 ∆ t = t2-t1 V (гом) = ∆V /(∆ t * V) С = V / V (моль/л) V (гом) = ± ∆С/ ∆ t (моль/л*с) V (гет) = ± ∆V /(S*∆ t) (моль/м^2*с)
Cлайд 4
Фактори, що впливають на швидкість хімічної реакції Концентрація А+B=C+D V=k[A]*[B] Природа речовин, що реагують Площа поверхні зіткнення температура каталізатор
Cлайд 5
Задача 1 У деякий момент часу концентрація хлору в посудині, в якій протікає реакція H2+Cl2=2HCl, дорівнювала 0.06 моль/л. Через 5 сік. Концентрація хлору становила 0.02 моль/л. Чому дорівнює середня швидкість цієї реакції у зазначений проміжок часу? Дано С1(Cl2)=0.06 моль/л С2(Сl2)=0.02 моль/л ∆ t = 5 сек V=? Рішення H2+Cl2=2HCl V= -(C2 – C1)/ ∆ t = (0.02-0.06)/5 = = 0.008 (моль/л*с) Відповідь: V = 0.008 (моль/л*с)
Cлайд 6
Задача 2 Як зміниться швидкість, що протікає у водному розчині, реакції FeCl3+3KCNS=Fe(CNS)3+3KCl при розведенні суміші, що реагує, водою в два рази Дано С(іонів)< 2 раза V2/V1=? Решение Fe(3+) + 3CNS(-) = Fe(CNS)3 V =k*^3 пусть до разбавления: х = Y = ^3 В результате разбавления концентрация ионов уменьшается: x/2 = y/2 = V2/V1 = k*(x/2)*(y/2)^3 = 16 Ответ: V2/V1 = 16 ^3 – в степени 3
Cлайд 7
Завдання 3 Як зміниться швидкість реакції при підвищенні температури від 55 до 100 С, якщо температурний коефіцієнт швидкості цієї реакції дорівнює 2.5? Дано γ =2.5 t1= 55 ' t2 = 100 ' Vt2/Vt1=? Рішення = 2.5*((100-55)/10) = =25^4.5 = (5/2)^9/9= 43.7 Відповідь: швидкість реакції збільшується в 43.7 рази
Cлайд 8
Задача 4 При підвищенні температури на 30 'З швидкість деякої реакції збільшується в 64 рази. Чому дорівнює температурний коефіцієнт швидкості цієї реакції? Дано Vt2/Vt1=64 t2 = 30 ' γ =? Рішення = γ^3 64 = γ^3 γ = 4 Відповідь: температурний коефіцієнт швидкості реакції дорівнює 4.
Cлайд 9
Тест: закріплення знань 1. Для зменшення швидкості реакції необхідно: а) збільшити концентрацію реагуючих речовин б) ввести в систему каталізатор в) підвищити температуру г) знизити температуру 2. З найбільшою швидкістю протікає реакція: а) нейтралізації б) горіння сірки ) розчинення магнію в кислоті; г) відновлення оксиду міді воднем 3. Вкажіть гомогенну реакцію. а) CaO+H2O=Ca(OH)2 б) S+O2=SO2 в) 2CO+O2=2CO2 г) MgCO3 MgO+CO2 4. Вкажіть гетерогенну реакцію. а) 2CO+O2=2CO2 б) H2+Cl2=2HCl в) 2SO2+O2=2SO2 (кат V2O5) г) N2O+H2=N2+H2O 5. Відзначте, яка реакція є одночасно гомогенною та каталітичною. а) 2SO2+O2=2SO3 (кат NO2) б) CaO+CO2=CaCO3 в) H2+Cl2=2HCl г) N2+3H2=2NH3 (кат Fe)
Cлайд 10
Тест: закріплення знань 6. Вкажіть, як зміниться швидкість бімолекулярної газової реакції 2NO2=N2O4 зі збільшенням концентрації NO2 втричі. а) збільшиться у 3 рази б) зменшиться у 6 разів в) збільшиться у 9 разів г) збільшиться у 6 разів 7. Вкажіть якому процесу відповідає вираз закону діючих мас для швидкості хімічної реакції V=k^x. а) S+O2=SO2 б) 2H2+O2=2H2O в) 2CO+O2=2CO2 г) N2+O2=2NO 8. Зауважте, швидкість якого процесу не зміниться, якщо збільшити тиск у реакційній посудині (t без зміни). а) 2NO+O2=2NO2 б) H2+Cl2=2HCl в) CaO+H2O=Ca(OH)2 г) N2O4=2NO2 9. Розрахуйте, чому дорівнює температурний коефіцієнт швидкості реакції, якщо при зниженні температури на 40°С її швидкість зменшилася у 81 раз.
Слайд 2
Для гомогенних реакцій.Швидкість хімічної реакції - це зміна концентрації однієї з реагуючих речовин або одного з продуктів реакції в одиницю часу
∆c V= ------------- ∆т
Слайд 3
Швидкість визначається зміною кількості речовини в одиницю часу на одиниці поверхні твердої речовини.
Слайд 4
Чинники, що впливають швидкість реакцій.
1.Природа реагуючих речовин. 2.Концентрація речовин. 3.Площа зіткнення реагуючих речовин. 4. Температура. 5.Каталізатор.
Слайд 5
Природа реагуючих речовин
1) Взаємодія Na та K з водою. 2) Взаємодія галогенів з алюмінієм чи воднем. Швидкість наведених ГРР залежить від електронної природи речовин. Поясніть цю залежність, використовуючи знання електронної будови атомів реагуючих речовин.
Слайд 6
Концентрація речовин. (у розчиненому або газоподібному стані)
1) Горіння сірки на повітрі або в чистому кисні. 2) Взаємодія Zn c HCl розведеною та концентрованою. Швидкість реакції прямо пропорційна концентрації реагуючих речовин. Поясніть цю залежність з точки зору числа активних зіткнень між молекулами.
Слайд 7
Площа поверхні зіткнення реагуючих речовин. (Для гетерогенних реакцій)
Приклад: взаємодія соляної кислотиз Zn у вигляді гранул та у вигляді порошку. Чим більша подрібнена речовина, тим більша площа зіткнення реагуючих речовин і тим реакція йде швидше. Поверхню дотику можна збільшити, застосовуючи принцип киплячого шару Поясніть дані явища.
Слайд 8
Температура.
Приклад реакції CuO c HCl при кімнатній температурі та нагріванні. При підвищенні температури на кожні 10º швидкість реакції збільшується в 2-4 рази. (Правило Вант-Гоффа) Поясніть цю залежність з точки зору підвищення енергії активації молекул.
Слайд 9
Каталізатор.
Каталізатори- це речовини, які змінюють швидкість реакції, залишаючись до кінця її постійними. Приклад: розкладання перекису водню без та у присутності діоксиду марганцю. Ферменти – це біологічні каталізатори.
Переглянути всі слайди
Щоб скористатися попереднім переглядом презентацій, створіть собі обліковий запис Google і увійдіть до нього: https://accounts.google.com
Підписи до слайдів:
Швидкість хімічної реакції
Завдання дослідження: 1. Дати визначення поняття швидкості хімічної реакції. 2. Експериментально виявити чинники, що впливають швидкість хімічної реакції.
Ідуть у всьому обсязі 2СО (г) + Про 2(г) = 2СО 2(г) 2HBr (г) ↔H 2(г) + Br 2(г) NaOH (р) + HCl (р) = NaCl (р) +H 2 O (ж) F (тв) + S (тв) = FeS (тв) Йдуть на поверхні розділу фаз CaCO 3(тв) ↔CaO (тв) + CO 2(г) CO 2(г) +С ( тв) = 2СО (г) 4H 2 O (ж) +3Fe (тв) ↔4H 2(г) +Fe 3 O 4(тв) Класифікація реакцій за фазовим складом
Середня швидкість гомогенної реакції Швидкість гомогенної реакції визначається зміною концентрації однієї з речовин в одиницю часу υ = -/+ ΔC Δt моль л · с
Середня швидкість гетерогенної реакції - визначається зміною кількості речовини, що вступила в реакцію або утворилася в результаті реакції за одиницю часу на одиниці поверхні. Взаємодія відбувається тільки на поверхні розділу між речовинами S – площа поверхні
Фактори, що впливають на швидкість хімічної реакції Природа речовин, що реагують Концентрація Температура Каталізатор, інгібітор Площа зіткнення Реакція відбувається при зіткненні молекул реагуючих речовин, її швидкість визначається кількістю зіткнень та їх силою (енергією)
Природа реагуючих речовин Реакційна активність речовин визначається: характером хімічних зв'язків швидкість більша у речовин з іонним та ковалентним полярним зв'язком (неорганічні речовини) швидкість менша у речовин з ковалентним малополярним та неполярним зв'язком (органічні речовини) υ (Zn + HCl = H 2 + ZnCl 2 ) > υ (Zn + CH 3 COOH = H 2 + Zn(CH3COO) 2 їх будовою швидкість більша у металів, які легше віддають електрони (з більшим радіусом атома) швидкість більша у неметалів, які легше приймають електрони (з меншим радіусом атома) υ (2K + 2 H 2 O = H 2 + 2KOH) > υ (2Na + 2 H 2 O = H 2 + 2NaOH)
Якоб Вант-Гофф (1852-1911) Температура збільшує кількість зіткнень молекул. Правило Вант-Гоффа (сформульоване на підставі експериментального вивчення реакцій) В інтервалі температур від 0°С до 100°С при підвищенні температури на кожні 10 градусів швидкість хімічної реакції зростає у 2-4 рази: Правило Вант-Гоффа не має чинності закону. Лабораторна техніка була недосконала, тому: виявилося, що температурний коефіцієнт у значному температурному інтервалі непостійний неможливо було вивчати як дуже швидкі реакції (що протікають за мілісекунди), так і дуже повільні (для яких потрібні тисячі років) реакції за участю великих молекул складної форми (наприклад , білків) не підкоряються правилу Вант-Гоффа v = v 0 · ∆ τ /10 - температурний коефіцієнт Вант-Гоффа
Концентрація Для взаємодії речовин їх молекули мають зіткнутися. Число зіткнень пропорційно числу частинок речовин, що реагують, в одиниці об'єму, тобто. їх молярним концентраціям. Закон діючих мас: Швидкість елементарної хімічної реакції пропорційна добутку молярних концентрацій реагуючих речовин, зведених у рівні рівні їх коефіцієнтам: 1867 р. К.Гульдберг і П.Вааге сформулювали закон діючих мас · c (A) a · c (B) b k - константа швидкості реакції (v = k при c (A) = c (B) = 1 моль/л)
Площа зіткнення Швидкість гетерогенної реакції прямо пропорційна площі поверхні зіткнення реагентів. При подрібненні та перемішуванні збільшується поверхня зіткнення реагуючих речовин, при цьому зростає швидкість реакції. Швидкість гетерогенної реакції залежить від: а) швидкості підведення реагентів до межі розділу фаз; б) швидкості реакції на поверхні поділу фаз, яка залежить від площі цієї поверхні; в) швидкості відведення продуктів реакції від межі поділу фаз.
Профільний рівень На "3" - §13 с.126-139, упр. 1, с. 140. На "4" - §13 с.126-139, упр.1,2, с.140. На "5" - §13 с.126-139, упр.4,5, с.140. Базовий рівеньНа "3" - §12 с.49-55, упр. 5, с. 63. На "4" - §12 с. 49-55, завдання 1, с.63. На "5" - §12 с. 49-55, завдання 2, с.63.
Продовжіть фразу: “Сьогодні на уроці я повторила…” “Сьогодні на уроці я дізналася…” “Сьогодні на уроці я навчилася…”
http://www.hemi.nsu.ru/ucheb214.htm http://www.chem.msu.su/ukr/teaching/Kinetics-online/welcome.html О.С.Габрієлян. Хімія. 11 клас. Базовий рівень. Підручник для загальноосвітніх навчальних закладів, М., Дрофа, 2010 І.І.Новошинський, Н.С.Новошинська. Хімія. 10 клас. Підручник для загальноосвітніх установ, М., «ОНІКС 21 століття»; «Світ та Освіта», 2004 О.С.Габрієлян, Г.Г.Лисова, А.Г.Введенська. Настільна книга вчителя хімії. 11 клас. М., Дрофа. 2004 К.К.Курмашова. Хімія в таблицях та схемах. М., «Лист Нью». 2003 Н.Б.Ковалевська. Хімія в таблицях та схемах. М., «Іздат-школа 2000». 1998 П.А.Оржековський, Н.Н.Богданова, Є.Ю.Васюкова.Хімія. Збірник завдань. М.» Ексмо», 2011 Фотографії: http://www.google.ru/ Література:
Дякую за урок!
За темою: методичні розробки, презентації та конспекти
Різнорівнева групова робота з варіантів на тему "Швидкість хімічної реакції. Хімічне рівновагу".
Урок створено у модульній технології українською мовою. Урок супроводжується презентацією, яка додається.
Узагальнюючий урок на тему «Швидкість хімічних реакцій. Хімічна рівновага». Мета: Узагальнення теоретичних знань учнів про швидкість хімічної реакції, фактори, що впливають на швидко...
Опис презентації з окремих слайдів:
1 слайд
Опис слайду:
Аналітичні реакції в розчинах Аналітичні реакції в розчинах, оборотні та незворотні Хімічна рівновага Закон діючих мас, константа хімічної рівноваги
2 слайд
Опис слайду:
Типи хімічних реакцій в аналітичній хімії кислотно-основні реакції – реакції з перенесенням протона Н+ окислювально-відновлювальні реакції (ОВР) – реакції з перенесенням електрона реакції у розчині
3 слайд
Опис слайду:
У кількісному аналізі широко застосовуються оборотні реакції, тобто. протікають одночасно у двох протилежних напрямках: аА + вВ ↔ сС + дД Реакцію, що протікає у бік утворення продуктів реакції називають прямою аА + вВ → сС + дД Реакцію, що протікає у бік утворення вихідних речовин – зворотної сС + дД → аА + вВ У принципі , всі реакції, які у природі, є оборотними, але у випадках, коли зворотна реакція виражена дуже слабко, реакції вважаються практично незворотними. До них відносять зазвичай ті реакції, при протіканні яких один із продуктів, що утворюються, йде зі сфери реакції, тобто. випадають в осад, виділяються у вигляді газу, утворюється речовина, що малодисоціюється (наприклад, вода), реакція супроводжується виділенням великої кількостітепла.
4 слайд
Опис слайду:
Стан хімічної рівноваги характерний лише для оборотних процесів. У оборотних реакціях швидкість прямої реакції спочатку має максимальне значення, а потім знижується внаслідок зменшення концентрації вихідних речовин, що витрачаються на утворення продуктів реакції. Зворотна реакція у початковий момент має мінімальну швидкість, що зростає зі збільшенням концентрацій продуктів реакції. Таким чином, настає момент, коли швидкості прямої та зворотної реакції стають рівними. Такий стан системи називається хімічною рівновагою kпр = kобр
5 слайд
Опис слайду:
У 1864 - 1867 р норвезькі вчені Гульдберг і Вааге встановили закон діючих мас (під діючими масами вони мали на увазі концентрації. Тоді термін концентрація ще не був відомий, його ввів пізніше Вант-Гофф): швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин в рівних відповідним стехіометричним коефіцієнтам. Для оборотної реакції типу aA + вB = cC + дД згідно із законом дії мас швидкості прямої та зворотної реакції відповідно дорівнюють: vпр = kпр[A]a[B]в, vобр = kобр[C]c[Д]д. Якщо vпр = vобр, то kпр[A]a[B]в = kобр[C]c[Д]д, звідки К = kобр / kпр = [C]c[Д]д / [A]a[B]в . Отже, константа рівноваги – ставлення добутку концентрацій продуктів реакції до добутку концентрацій вихідних речовин. Константа рівноваги – величина безрозмірна, т.к. залежить від концентрації та кількості речовин.
6 слайд
Опис слайду:
Величина К, що характеризує при постійній температурісталість співвідношень рівноважних концентрацій реагентів, була названа Вант-Гофф константою рівноваги. Константа рівноваги є одним із кількісних характеристик стану хімічної рівноваги. Завдання: написати вираз константи рівноваги наступних реакцій: H2+I2 ↔ 2HI ; K= 2/N2+3H2 ↔ 2NH3; K = 2/3
7 слайд
Опис слайду:
Напрямок зміщення хімічної рівноваги при змінах концентрації, температури і тиску визначається принципом Ле – Шательє: якщо на систему, що знаходиться в рівновазі, вплинути (зміна концентрації, температури, тиску), то рівновага в системі зміщується у бік ослаблення цього впливу ЛЕ ШАТЕЛЬЄ Анрі Луї
8 слайд
Опис слайду:
Для реакції А+В ↔ З+D Зміна концентрації якщо збільшується концентрація вихідних речовин, то рівновага зміщується у бік утворення продуктів реакції, тобто. праворуч А+В → З+D, якщо зменшується концентрація вихідних речовин, то рівновага зміщується у бік вихідних речовин, тобто. ліворуч А+В ← З+D якщо збільшується концентрація продуктів реакції, то рівновага зміщується у бік утворення вихідних речовин, тобто. ліворуч А+В ← З+D, якщо зменшується концентрація продуктів реакції, то рівновага зміщується у бік утворення продуктів реакції, тобто. вправо, А+В → С+D
9 слайд
Опис слайду:
Для реакції А+В ↔ З+D 2) Зміна температури визначається тепловим ефектом реакції при екзотермічному процесі (негативне значення реакції) - якщо температура зменшується, то рівновага зміщується у бік утворення продуктів реакції, тобто. праворуч А+В → З+D, якщо температура збільшується, то рівновага зміщується у бік вихідних речовин, тобто. ліворуч А+В ← З+D при ендотермічному процесі (позитивне значення реакції) – якщо температура збільшується, то рівновага зміщується у бік утворення продуктів реакції, тобто. праворуч А+В → З+D, якщо температура зменшується, то рівновага зміщується у бік утворення вихідних речовин, тобто. ліворуч А+В ← З+D
