Презентация, доклад Закономірності протікання хімічних реакцій


Вы можете изучить и скачать доклад-презентацию на тему Закономірності протікання хімічних реакцій. Презентация на заданную тему содержит 38 слайдов. Для просмотра воспользуйтесь проигрывателем, если материал оказался полезным для Вас - поделитесь им с друзьями с помощью социальных кнопок и добавьте наш сайт презентаций в закладки!
Презентации» Химия» Закономірності протікання хімічних реакцій
500500500500500500500500500500500500500500500500500500500500500500500500500500500500500500500500500500500500500500



Слайды и текст этой презентации
Слайд 1
Описание слайда:
Закономірності протікання хімічних реакцій

Слайд 2
Описание слайда:
План


Слайд 3
Описание слайда:
Тепловий ефект хімічної реакції – Q – це кількість теплоти , що виділяється або поглинається під час реакції і віднесена до певного числа моль речовин.

Слайд 4
Описание слайда:
Види систем Відкриті Закриті Ізольовані Гомогенні Гетерогенні Ізобарні Ізохорні Ізотермічні

Слайд 5
Описание слайда:
Термодинамічний процес Перехід системи з одного рівноважного стану в інший

Слайд 6
Описание слайда:
Параметри систем Параметри – це показники, що характеризують стан системи: температура, тиск, об'єм, густина та ін. Якщо всі параметри системи однакові і не змінюються - стан системи називають - рівноважний. Залежно від сталості певного параметра виділяють системи: Ізобарні (Р =const) Ізохорні (V =const) ізотермічні (T =const)

Слайд 7
Описание слайда:
Функції стану системи Внутрішня енергія системи (U)– це загальний запас енергії системи, що складається з енергії руху і взаємодії молекул, енергії руху і взаємодії ядер і електронів в атомах, молекулах і кристалах, внутрішньоядерній енергії і т.п. Ентальпія (H) Ентропія (S) Вільна енергія Гіббса (G) та Гельмгольца (F)

Слайд 8
Описание слайда:
Ізохорні системи (V = const, A=0) екзотермічна реакція(+Q) ∆U = U2-U1 ∆U <0

Слайд 9
Описание слайда:
ЕНТАЛЬПІЯ U + P∙ V = H – ентальпія – тепловмість системи Q = - H ΔНутв. (кДж/моль) – це тепловий ефект реакції утворення 1 моля речовини з простих речовин при стандартних умовах. Наприклад: Hутв (H2S)= - 20 кДж/моль. Стандартні ентальпії утворення простих речовин дорівнюють нулю!!!

Слайд 10
Описание слайда:
Ізобарні системи (Р = const, A0) Перший закон термодинаміки (1847 Г.Гельмгольц) Теплота, яку отримує система витрачається на зміну внутрішньої енергії і на виконання роботи - Q = U +P V

Слайд 11
Описание слайда:
Закони термохімії Закон Лавуазьє-Лапласа: Ентальпія утворення даної сполуки чисельно дорівнює ентальпії її розкладання з протилежним знаком. Hутв (H2S)= - 20 кДж/моль Hрозкл (H2S)= + 20 кДж/моль

Слайд 12
Описание слайда:
Закон Гесса Тепловий ефект залежить тільки від стану вихідних і кінцевих продуктів, і не залежить від шляху процесу.

Слайд 13
Описание слайда:
Наслідки з закону Гесса Hх.р. =  nHутв. продуктів - nHутв. поч. речовин 2 H2S + 3O2 = 2 SO2 + 2 H2O(р), Hх.р =? Hутв -20 0 -297 -286 (кДж/моль) Hх.р. = 2(-297) +2(-286) – 2(-20) = -1226 кДж

Слайд 14
Описание слайда:
Залежність теплового ефекту від температури Теплоємність (середня) системи дорівнює кількості теплоти, яку необхідно підвести або відвести від цієї системи для зміни її температури на один градус

Слайд 15
Описание слайда:
Залежність теплоємності від температури При сталому тиску теплота отримана системою йде на зміну ентальпії CP=H/T СP= a + bT + cT2 де a,b,c – емпіричні коефіцієнти

Слайд 16
Описание слайда:
Залежність Кірхгофа інтегрування рівняння теплоємності від Т1 до Т2 отримаємо залежність ентальпії від температури (Залежність Кірхгофа)

Слайд 17
Описание слайда:
Принцип Бертло (1867р.): принцип самочинного перебігу хімічних реакцій: Самочинно протікають лише ті процеси, що супроводжуються виділенням теплоти (екзотермічні реакції (H  0) )

Слайд 18
Описание слайда:
Термодинамічна імовірність W Кількість мікростанів, з яких складається макроскопічний стан системи, називається термодинамічною імовірністю W. Термодинамічна імовірність W (або WT) – це величина, що визначає кількість мікростанів, що є можливими при данному макростані:

Слайд 19
Описание слайда:
Ентропія (S Дж/мольК) При фазових переходах типу: т - р (плавлення), р - г (випар), S зростає стрибком.

Слайд 20
Описание слайда:
Ентропія (S Дж/мольК) Кількісною мірою ймовірності стану, невпорядкованості, безладдя – є ентропія S. S = klnW, де k – константа Больцмана 1,38∙10-23 Дж/К ; lnW – логарифм ймовірності стану системи. При фазових переходах типу: т - р (плавлення), р - г (випар), S зростає стрибком.

Слайд 21
Описание слайда:
ІІ – закон термодинаміки (1850 Р.Клаузиус ) Будь-яка ізольована система представлена сама собі змінюється в напрямку такого стану, який характеризується більшим значенням ентропії ІІІ закон термодинаміки (1941 В.Нернст ) При абсолютному нулю ентропія ідеального кристалу дорівнює нулю.

Слайд 22
Описание слайда:
Енергія Гіббса

Слайд 23
Описание слайда:
Енергія Гіббса а) – оборотний процес; б) необоротний процес

Слайд 24
Описание слайда:
Швидкість хімічних реакцій Середня швидкість =  C/   Істинна швидкість = tg

Слайд 25
Описание слайда:
Закон діючих мас (Гульдберг і Вааге, 1867р.) При постійній температурі швидкість хімічної реакції пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин, в ступенях, рівних стехіометричним коефіцієнтам у рівнянні реакції. Наприклад: О2 + 2NO = 2NO2  = k C2 (NO)  C (О2)

Слайд 26
Описание слайда:
Залежність швидкості реакції від температури правило Вант-Гоффа швидкість збільшується приблизно в 24 рази при підвищенні температури на кожні 10 градусів  t = 0   t/10

Слайд 27
Описание слайда:
Енергія активації Еа

Слайд 28
Описание слайда:
Рівняння Арреніуса Залежність швидкості реакції від температури й енергії активації визначається рівнянням Арреніуса: де, А – множник , Еа – енергія активації, R – універсальна газова стала, Т - температура

Слайд 29
Описание слайда:
Каталіз Каталіз – це прискорення хімічної реакції речовиною каталізатором. Каталізатор – речовина, що прискорює хімічні реакції, бере участь у проміжних стадіях реакції, але не змінюється і до складу продуктів не входить

Слайд 30
Описание слайда:
Рівновага Стан системи коли швидкість прямої та зворотної реакції однакові і не змінюються називається хімічною рівновагою прямої = зворотної

Слайд 31
Описание слайда:
Константа хімічної рівноваги Реакція відбувається за рівнянням: А + В  D + E

Слайд 32
Описание слайда:
Зміщення рівноваги Принцип Ле-Шательє: Якщо на систему, що знаходиться в стані рівноваги подіяти зовнішнім фактором, то рівновага зміститься в бік тієї реакції, яка зменшить вказану дію.

Слайд 33
Описание слайда:
Каталізатор Каталізатор – речовина, що прискорює хімічні реакції, але сам якісно і кількісно не змінюється Механізм дії каталізатора - зниження енергії активації за рахунок утворень АПК з реагуючими речовинами А+ C+КA…K…CAC + K АПК

Слайд 34
Описание слайда:
Ферменти (ензими) В 1902 р. в лабораторії І. П. Павлова були одержані докази білкової природи ферменту пепсину. В 1926 р. Дж. Самнер виділив фермент уреазу, який каталізує розщеплення сечовини на аміак і вуглекислий газ На сьогодні відомо більше 2000 ферментів

Слайд 35
Описание слайда:
Склад ферментів Білкова частина – апофермент; Небілкова частина – кофактор може мати неорганічну природу, наприклад

Слайд 36
Описание слайда:
Ферменти - це глобулярні білки, значних розмірів, що значно перевищують речовину, яку перетворюють (субстрат). Основна ділянка – активний центр. Кофактор входить до складу цієї молекулярної ділянки

Слайд 37
Описание слайда:
Каталітичну активність компоненти ферменту проявляють не поокремо, а лише в об’єднаній структурі, яка називається холоферментом

Слайд 38
Описание слайда:
Механізм дії фермента F і S –фермент і субстрат, Р - продукт


Скачать презентацию на тему Закономірності протікання хімічних реакцій можно ниже:

Похожие презентации