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!
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
ΔНутв. (кДж/моль) – це тепловий ефект реакції утворення 1 моля речовини з простих речовин при стандартних умовах.
Наприклад: Hутв (H2S)= - 20 кДж/моль.
Стандартні ентальпії утворення простих речовин дорівнюють нулю!!!
Слайд 10
Описание слайда:
Ізобарні системи (Р = const, A0)
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.
Hутв (H2S)= - 20 кДж/моль
Hрозкл (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. = nHутв. продуктів - nHутв. поч. речовин
2 H2S + 3O2 = 2 SO2 + 2 H2O(р), Hх.р =?
Hутв -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/мольК)
При фазових переходах типу:
т - р (плавлення),
р - г (випар),
S зростає стрибком.
Слайд 20
Описание слайда:
Ентропія (S Дж/мольК)
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 24 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+КA…K…CAC + 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:
