Презентация по теме "Скорость химических реакций. Обратимость реакций".

• 1 слайд

  Преподаватель КГБПОУ «ААГ»
  Седнева Л.Г.
  

• 2 слайд

  Скорость химических реакций. Обратимость химических реакций.
  
  
  
  
  
  
  

• 3 слайд

  Цели урока:
  Сформировать понятия
  «Скорость реакции»
  Факторы, влияющие на скорость
  Константа равновесия
  Значение знаний о химическом равновесии в производстве и в природе.
  
  

• 4 слайд

  План работы.
  
  1. Определение понятия «скорость реакции»
  2. Исследование факторов, влияющих на скорость реакции.
  3. Расчет константы равновесия реакции
  4. Определение значения знаний о химическом равновесии
  

• 5 слайд

  Скорость
  

• 6 слайд

  Вспомним
  Что такое химическая реакция?
  Какие реакции называются необратимыми и обратимыми?
  Какие условия необратимости реакции?
  
  
  

• 7 слайд

  При протекании химических реакций происходит изменение концентраций веществ, участвующих в реакции:
  Концентрация реагирующих веществ уменьшается;
  Концентрация продуктов увеличивается
  А + В D + E
  

• 8 слайд

• 9 слайд

  V= ΔC/Δt
  ΔC = C2 - C1 ( молярные концентрации реагирующих или образующихся веществ)
  t = t2 – t1 (момент времени)
  Единица измерения скорости реакции - моль/ л∙с
  
  
  
  Скорость химической реакции - ИЗМЕНЕНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ реагента или продукта в единицу времени.
  

• 10 слайд

  Задание 1 группы
  В две пробирки налейте растворы соляной кислоты (2-3мл) различной концентрации. Для этого в одну из них налить воды, а затем добавить столько же соляной кислоты. В каждую из пробирок поместите гранулу цинка.
  - В какой из пробирок реакция началось быстрее?
  - Как можно объяснить происходящие явления?
  

• 11 слайд

  Задание 2 группы
  В две пробирки налейте раствор соляной кислоты. Одновременно в одну пробирку поместите кусочек, а в другую - порошок карбоната кальция.
  - В какой из пробирок реакция пойдет быстрее?
  - Как можно объяснить происходящие явления?
  

• 12 слайд

  В обе пробирки налейте раствор соляной и поместите в них по грануле цинка. Одну из пробирок осторожно нагрейте.
  - В какой из пробирок выделение газа (какого?) протекает более бурно?
  - Как можно объяснить происходящие явления?
  
  
  Задание 3 группы
  
  
  
  
  
  

• 13 слайд

  Факторы
  температура
  катализатор
  Природа веществ
  Поверхность соприкосновения
  Концентрация
  

• 14 слайд

  1859—1865 г. русский ученый Бекетов Н.Н. занимался изучением зависимости скорости реакции от различных факторов. Его исследования имели большое значение для развития учения о химическом равновесии и для подготовки открытия закона действующих масс.
  Математическое выражение закона было сформулировано норвежскими учеными К.Гульдбергом и П.Вааге в 1867г.
  

• 15 слайд

  Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях равных их стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.
  
  А + В D + E
  
  Скорость прямой реакции: V1= k₁ [A] [B ]
  Скорость обратной реакции: V2= k2 [D] [Е ]
  
  [A] , [B ], [D], [Е ]– концентрации веществ (моль/л),
  k₁ и k₂ – коэффициенты
  пропорциональности
  Закон действующих масс
  
  

• 16 слайд

  V1 = V2
  k₁ [A]∙[B ] = k2 [D]∙[Е ]
  k₁/ k2 = [D]∙[Е ]/ [A]∙[B ]
  К=[D]∙[Е ]/ [A]∙[B ]
  
  Какая единица измерения у константы?
  Что показывает константа равновесия?
  

• 17 слайд

  Голландский химик Я. Вант-Гофф, в 1901 г. стал первым лауреатом Нобелевской премии по химии.
  Она была присуждена ему за открытие законов химической динамики. Вант-Гофф ввёл представления о пространственном строении химических веществ.
  Разработав учение о скорости реакций, он создал химическую кинетику.
  1852-1911
  

• 18 слайд

  Правило Вант-Гоффа:
  
  При повышении температуры на каждые 10 градусов скорость реакций увеличивается в 2-4 раза
  
  Математическая формула: V2/ V1 = Υt/10
  
  где V2 –скорость реакции при температуре t2,
  V1 – скорость реакции при температуре t1,
  Υ – температурный коэффициент
  
  Число, показывающее, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 10° С, называют температурным коэффициентом.
  
  

• 19 слайд

  Рассчитать константу равновесия обратимой реакции 2NO + O2 ↔2NO2 . В момент равновесия установились следующие концентрации реагирующих веществ (моль/л):
  [ NO ]=0.12; [ O2]=0.6; [ NO2]=0.48.
  Задание 1
  Решение:
  Определяем константу равновесия этой реакции:
  K = [ NO2 ] 2 / [ NO ] 2 [ O2 ];
  K = (0,48) 2 / (0,12) 2 0,6 = 26.67
  Скорость прямой реакции увеличилась в 26,67 раз.
  

• 20 слайд

  Задание 2
  Как изменится скорость реакции: при повышении температуры от 10° до 50°С; температурный коэффициент реакции равен 3.
  Решение:
  V2/ V1 = Υt/10
  подставим значения в формулу
  V2/ V1 = 3⁵0 -10 /10 = 3⁴=81
  Скорость реакции возрастет в 81 раз
  

• 21 слайд

  Химик толкает реакцию в спину: «Давай-ка тебя я немного подвину!» Она отвечает: «Ты знаешь меня: Ни часа, ни дня не могу без огня!
  И химик подумал: «Теперь мне все ясно.
  Тепло поглощаешь – и это прекрасно! Как только под колбой зажгутся горелки, Ступай-ка, реакция, прямо по стрелке.
  Побольше я выдам тебе вещества». Реакция стала работать послушно,
  Продукт образуя полезный и нужный.
  Такой вот привиделся химику сон.
  Какие же выводы сделает он ?
  

• 22 слайд

  Д/з: Задача: для реакции были взяты вещества при температуре 40 С , затем их нагрели до 70 С. Как изменится скорость химической реакции, если температурный коэффициент ее равен 2?
  

• 23 слайд