2Н2 + О2 ––> 2Н2О
концентрации водорода, кислорода и воды изменяются в различной степени: ΔС(Н2) = ΔС(Н2О) = 2 ΔС(О2).
Скорость химической реакции зависит от множества факторов: природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, природы растворителя и т.д.
2.1.1 Кинетическое уравнение химической реакции. Порядок реакции.
Одной из задач, стоящих перед химической кинетикой, является определение состава реакционной смеси (т.е. концентраций всех реагентов) в любой момент времени, для чего необходимо знать зависимость скорости реакции от концентраций. В общем случае, чем больше концентрации реагирующих веществ, тем больше скорость химической реакции. В основе химической кинетики лежит т. н. основной постулат химической кинетики:
Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в некоторых степенях.
Т. е. для реакции
аА + bВ + dD + . ––> еЕ + .
можно записать:
Коэффициент пропорциональности k есть константа скорости химической реакции. Константа скорости численно равна скорости реакции при концентрациях всех реагирующих веществ, равных 1 моль/л.
Зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ определяется экспериментально и называется кинетическим уравнением химической реакции. Очевидно, что для того, чтобы записать кинетическое уравнение, необходимо экспериментально определить величину константы скорости и показателей степени при концентрациях реагирующих веществ. Показатель степени при концентрации каждого из реагирующих веществ в кинетическом уравнении химической реакции (в уравнении (II.4) соответственно x, y и z) есть частный порядок реакции по данному компоненту. Сумма показателей степени в кинетическом уравнении химической реакции (x + y + z) представляет собой общий порядок реакции. Следует подчеркнуть, что порядок реакции определяется только из экспериментальных данных и не связан со стехиометрическими коэффициентами при реагентах в уравнении реакции. Стехиометрическое уравнение реакции представляет собой уравнение материального баланса и никоим образом не может определять характера протекания этой реакции во времени.
В химической кинетике принято классифицировать реакции по величине общего порядка реакции. Рассмотрим зависимость концентрации реагирующих веществ от времени для необратимых (односторонних) реакций нулевого, первого и второго порядков.
2.1.2 Реакции нулевого порядка
Для реакций нулевого порядка кинетическое уравнение имеет следующий вид:
Скорость реакции нулевого порядка постоянна во времени и не зависит от концентраций реагирующих веществ; это характерно для многих гетерогенных (идущих на поверхности раздела фаз) реакций в том случае, когда скорость диффузии реагентов к поверхности меньше скорости их химического превращения.
2.1.3 Реакции первого порядка
Рассмотрим зависимость от времени концентрации исходного вещества А для случая реакции первого порядка А ––> В. Реакции первого порядка характеризуются кинетическим уравнением вида (II.6). Подставим в него выражение (II.2):
(II.7)
После интегрирования выражения (II.7) получаем:
Константу интегрирования g определим из начальных условий: в момент времени t = 0 концентрация С равна начальной концентрации Со. Отсюда следует, что g = ln Со. Получаем:
Рис. 2.3 Зависимость логарифма концентрации от времени для реакций первого порядка
Т.о., логарифм концентрации для реакции первого порядка линейно зависит от времени (рис. 2.3) и константа скорости численно равна тангенсу угла наклона прямой к оси времени.
Из уравнения (II.9) легко получить выражение для константы скорости односторонней реакции первого порядка:
Еще одной кинетической характеристикой реакции является период полупревращения t1/2 – время, за которое концентрация исходного вещества уменьшается вдвое по сравнению с исходной. Выразим t1/2 для реакции первого порядка, учитывая, что С = ½Со:
(II.12)
Как видно из полученного выражения, период полупревращения реакции первого порядка не зависит от начальной концентрации исходного вещества.
2.1.4 Реакции второго порядка
Для реакций второго порядка кинетическое уравнение имеет следующий вид:
Рассмотрим простейший случай, когда кинетическое уравнение имеет вид (II.14) или, что то же самое, в уравнении вида (II.15) концентрации исходных веществ одинаковы; уравнение (II.14) в этом случае можно переписать следующим образом:
(II.16)
После разделения переменных и интегрирования получаем:
Постоянную интегрирования g, как и в предыдущем случае, определим из начальных условий. Получим:
Т.о., для реакций второго порядка, имеющих кинетическое уравнение вида (II.14), характерна линейная зависимость обратной концентрации от времени (рис. 2.4) и константа скорости равна тангенсу угла наклона прямой к оси времени:
(II.20)
Рис. 2.4 Зависимость обратной концентрации от времени для реакций второго порядка
Если начальные концентрации реагирующих веществ Cо,А и Cо,В различны, то константу скорости реакции находят интегрированием уравнения (II.21), в котором CА и CВ – концентрации реагирующих веществ в момент времени t от начала реакции:
(II.21)
В этом случае для константы скорости получаем выражение
2. Запишите кинетическое уравнение для реакции: 2Н2 +О2= 2Н2О. 3. Во сколько раз увеличится скорость реакции, если температурный коэффициент равен 3, а температуру увеличили на 30 градусов? 4. При повышении температуры на 40 градусов, скорость реакции возрастает в 16 раз. Определите температурный коэффициент.
Картинка 12 из презентации «Скорость реакции» к урокам химии на тему «Реакции»Размеры: 960 х 720 пикселей, формат: jpg. Чтобы бесплатно скачать картинку для урока химии, щёлкните по изображению правой кнопкой мышки и нажмите «Сохранить изображение как...». Для показа картинок на уроке Вы также можете бесплатно скачать презентацию «Скорость реакции.ppt» целиком со всеми картинками в zip-архиве. Размер архива - 15 КБ.
Скачать презентациюРеакции
«Скорость реакции» - Факторы, влияющие на скорость. Что мы изучали? Влияние концентрации реагирующих веществ (для гомогенных систем) 3ряд. Температура. Чем определяется скорость реакций? 2. Запишите кинетическое уравнение для реакции: 2Н2 +О2= 2Н2О. Присутствие катализаторов или ингибиторов. Решение задач. Катализаторы и катализ.
«Закон сохранения массы веществ» - 1673г. Закон сохранения массы веществ. Индекс. Индекс показывает число атомов в формульной единице вещества. Подобно Бойлю русский учёный делал опыт в запаянных ретортах. 1789г. Общая средняя школа № 36 имени Казыбек би. Роберт Бойль. Коэффициент. 5н2о. 1748г. Химическая формула. Цели урока: Обучающие - экспериментально доказать закон сохранения массы веществ.
«Радиоактивные превращения» - Вехи истории. No–число радиоактивных ядер в начальный момент времени. t–время распада. Закон радиоактивно-го распада. Опыт. Что такое период полураспада? Т–период полураспада. Исследования Резерфорда. Вывод из правил. Атомы радиоактивного вещества под- вержены спонтанным видоизмене-ниям. Предыстория исследований радиоактивности.
«Химические реакции практическая работа» - Ппг. Н2 – Газ, без цвета, запаха, легче воздуха. 4) Черный CuO становится красным, на стенках пробирки образуется H2O. Пробирки. 2)Чистый Н2 взрывается с глухим хлопком, Н2 с примесями- лающий звук. 3kcns+feci3=3kci+fe(cns)3 обмен. AI+HCI. Cu. Zn+H2SO4 = ZnSO4+H2 Замещение. Спиртовка. Наблюдали признаки химических реакций.
«Реакции» - Появления запаха. Дать начальные представления о химической реакции. Выделение газа. Оборудование: Растворы – соляной кислоты и известковой воды, кусочек мрамора. Проверка домашнего задания. Приведите примеры сложных веществ? Роль химии в жизни человека. Образование осадка. Выделение или поглощение теплоты.
«Теория электролитической диссоциации» - Все простые вещества, все оксиды и н/р кислоты, основания и соли. Сванте Аррениус. Вещества в растворах. Вещества с ионной и ковалентной полярной связью. Теория электролитической диссоциации (ТЭД). II-е положение ТЭД. Вещества с ковалентной связью: Ориентация диполей воды?гидратация? ионизация? диссоциация.
Всего в теме 28 презентаций
Вода (оксид водорода) - бинарное неорганическое соединение с химической формулой Н 2 O. Молекула воды состоит из двух атомов водорода и одного - кислорода, которые соединены между собой ковалентной связью.
Пероксид водорода.
Физические и химические свойства
Физические и химические свойства воды определяются химическим, электронным и пространственным строением молекул Н 2 O.
Атомы Н и О в молекуле Н 2 0 находятся в своих устойчивых степенях окисления, соответственно +1 и -2; поэтому вода не проявляет ярко выраженных окислительных или восстановительных свойств. Обратите внимание: в гидридах металлов водород находится в степени окисления -1.
Молекула Н 2 O имеет угловое строение. Связи Н-O очень полярны. На атоме О существует избыточный отрицательный заряд, на атомах Н - избыточные положительные заряды. 8 целом молекула Н 2 O является полярной, т.е. диполем. Этим объясняется тот факт, что вода является хорошим растворителем для ионных и полярных веществ.
Наличие избыточных зарядов на атомах Н и О, а также неподеленных электронных пар у атомов О обусловливает образование между молекулами воды водородных связей, вследствие чего они объединяются в ассоциаты. Существованием этих ассоциатов объясняются аномально высокие значения т. пл. и т. кип. воды.
Наряду с образованием водородных связей, результатом взаимного влияния молекул Н 2 O друг на друга является их самоионизация:
в одной молекуле происходит гетеролитический разрыв полярной связи О-Н, и освободившийся протон присоединяется к атому кислорода другой молекулы. Образующийся ион гидроксония Н 3 О + по существу является гидратированным ионом водорода Н + Н 2 O, поэтому упрощенно уравнение самоионизации воды записывается так:
Н 2 O ↔ H + + OH -
Константа диссоциации воды чрезвычайно мала:
Это свидетельствует о том, что вода очень незначительно диссоциирует на ионы, и поэтому концентрация недиссоциированных молекул Н 2 O практически постоянна:
В чистой воде [Н + ] = [ОН - ] = 10 -7 моль/л. Это означает, что вода представляет собой очень слабый амфотерный электролит, не проявляющий в заметной степени ни кислотных, ни основных свойств.
Однако вода оказывает сильное ионизирующее действие на растворенные в ней электролиты. Под действием диполей воды полярные ковалентные связи в молекулах растворенных веществ превращаются в ионные, ионы гидратируются, связи между ними ослабляются, в результате чего происходит электролитическая диссоциация. Например:
HCl + Н 2 O - Н 3 O + + Сl -
(сильный электролит)
(или без учета гидратации: HCl → Н + + Сl -)
CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H + (слабый электролит)
(или CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +)
Согласно теории кислот и оснований Брёнстеда-Лоури, в этих процессах вода проявляет свойства основания (акцептор протонов). По той же теории в роли кислоты (донора протонов) вода выступает в реакциях, например, с аммиаком и аминами:
NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + + OH -
CH 3 NH 2 + H 2 O ↔ CH 3 NH 3 + + OH -
Окислительно-восстановительные реакции с участием воды
I. Реакции, в которых вода играет роль окислителя
Эти реакции возможны только с сильными восстановителями, которые способны восстановить ионы водорода, входящие в состав молекул воды, до свободного водорода.
1) Взаимодействие с металлами
а) При обычных условиях Н 2 О взаимодействует только со щел. и щел.-зем. металлами:
2Na + 2Н + 2 О = 2NaOH + H 0 2
Ca + 2Н + 2 О = Ca(OH) 2 + H 0 2
б) При высокой температуре Н 2 О вступает в реакции и с некоторыми другими металлами, например:
Mg + 2Н + 2 О = Mg(OH) 2 + H 0 2
3Fe + 4Н + 2 О = Fe 2 O 4 + 4H 0 2
в) Al и Zn вытесняют Н 2 из воды в присутствии щелочей:
2Al + 6Н + 2 О + 2NaOH = 2Na + 3H 0 2
2) Взаимодействие с неметаллами, имеющими низкую ЭО (реакции происходят в жестких условиях)
C + Н + 2 О = CO + H 0 2 («водяной газ»)
2P + 6Н + 2 О = 2HPO 3 + 5H 0 2
В присутствии щелочей кремний вытесняет водород из воды:
Si + Н + 2 О + 2NaOH = Na 2 SiO 3 + 2H 0 2
3) Взаимодействие с гидридами металлов
NaH + Н + 2 O = NaOH + H 0 2
CaH 2 + 2Н + 2 О = Ca(OH) 2 + 2H 0 2
4) Взаимодействие с угарным газом и метаном
CO + Н + 2 O = CO 2 + H 0 2
2CH 4 + O 2 + 2Н + 2 O = 2CO 2 + 6H 0 2
Реакции используются в промышленности для получения водорода.
II. Реакции, в которых вода играет роль восстановителя
ти реакции возможны только с очень сильными окислителями, которые способны окислить кислород СО С. О. -2, входящий в состав воды, до свободного кислорода O 2 или до пероксид-анионов 2- . В исключительном случае (в реакции с F 2) образуется кислород со c o. +2.
1) Взаимодействие с фтором
2F 2 + 2Н 2 O -2 = O 0 2 + 4HF
2F 2 + Н 2 O -2 = O +2 F 2 + 2HF
2) Взаимодействие с атомарным кислородом
Н 2 O -2 + O = Н 2 O - 2
3) Взаимодействие с хлором
При высокой Т происходит обратимая реакция
2Cl 2 + 2Н 2 O -2 = O 0 2 + 4HCl
III. Реакции внутримолекулярного окисления - восстановления воды.
Под действием электрического тока или высокой температуры может происходить разложение воды на водород и кислород:
2Н + 2 O -2 = 2H 0 2 + O 0 2
Термическое разложение - процесс обратимый; степень термического разложения воды невелика.
Реакции гидратации
I. Гидратация ионов. Ионы, образующиеся при диссоциации электролитов в водных растворах, присоединяют определенное число молекул воды и существуют в виде гидратированных ионов. Некоторые ионы образуют столь прочные связи с молекулами воды, что их гидраты могут существовать не только в растворе, но и в твердом состоянии. Этим объясняется образование кристаллогидратов типа CuSO4 5H 2 O, FeSO 4 7Н 2 O и др., а также аквакомплексов: CI 3 , Br 4 и др.
II. Гидратация оксидов
III. Гидратация органических соединений, содержащих кратные связи
Реакции гидролиза
I. Гидролиз солей
Обратимый гидролиз:
а) по катиону соли
Fe 3+ + Н 2 O = FeOH 2+ + Н + ; (кислая среда. рН
б) по аниону соли
СО 3 2- + Н 2 O = НСО 3 - + ОН - ; (щелочная среда. рН > 7)
в) по катиону и по аниону соли
NH 4 + + СН 3 СОО - + Н 2 O = NH 4 OH + СН 3 СООН (среда, близкая к нейтральной)
Необратимый гидролиз:
Al 2 S 3 + 6Н 2 O = 2Аl(ОН) 3 ↓ + 3H 2 S
II. Гидролиз карбидов металлов
Al 4 C 3 + 12Н 2 O = 4Аl(ОН) 3 ↓ + 3CH 4 нетан
СаС 2 + 2Н 2 O = Са(ОН) 2 + С 2 Н 2 ацетилен
III. Гидролиз силицидов, нитридов, фосфидов
Mg 2 Si + 4Н 2 O = 2Mg(OH) 2 ↓ + SiH 4 силан
Ca 3 N 2 + 6Н 2 O = ЗСа(ОН) 2 + 2NH 3 аммиак
Cu 3 P 2 + 6Н 2 O = ЗСu(ОН) 2 + 2РН 3 фосфин
IV. Гидролиз галогенов
Cl 2 + Н 2 O = HCl + HClO
Вr 2 + Н 2 O = НВr + НВrО
V. Гидролиз органических соединений
Классы органических веществ |
Продукты гидролиза (органические) |
Галогеналканы (алкилгалогениды) |
|
Арилгалогениды |
|
Дигалогеналканы |
Альдегиды или кетоны |
Алкоголяты металлов |
|
Галогенангидриды карбоновых кислот |
Карбоновые кислоты |
Ангидриды карбоновых кислот |
Карбоновые кислоты |
Сложные зфиры карбоновых кислот |
Карбоновые кислоты и спирты |
Глицерин и высшие карбоновые кислоты |
|
Ди- и полисахариды |
Моносахариды |
Пептиды и белки |
α-Аминокислоты |
Нуклеиновые кислоты |
|
§3. Уравнение реакции и как его составить
Взаимодействие водорода
с кислородом
, как это установил еще сэр Генри Кавендиш , приводит к образованию воды.
Давайте на этом простом примере поучимся составлять уравнения химических реакций
.
Что получается из водорода
и кислорода
, мы уже знаем:
Н 2 + О 2 → Н 2 О
Теперь учтем, что атомы химических элементов в химических реакциях не исчезают и не появляются из ничего, не превращаются друг в друга, а соединяются в новых комбинациях , образуя новые молекулы. Значит, в уравнении химической реакции атомов каждого сорта должно быть одинаковое количество до реакции (слева от знака равенства) и после окончания реакции (справа от знака равенства), вот так:
2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О
Это и есть уравнение реакции - условная запись протекающей химической реакции с помощью формул веществ и коэффициентов .
Это значит, что в приведенной реакции два моля водорода должны прореагировать с одним молем кислорода , и в результате получится два моля воды .
Взаимодействие водорода с кислородом - совсем не простой процесс. Он приводит к изменению степеней окисления этих элементов. Чтобы подбирать коэффициенты в таких уравнениях, обычно пользуются методом "электронного баланса ".
Когда из водорода и кислорода образуется вода, то это значит, что водород поменял свою степень окисления от 0 до +I , а кислород - от 0 до −II . При этом от атомов водорода к атомам кислорода перешло несколько (n) электронов:
Водород, отдающий электроны, служит здесь восстановителем , а кислород, принимающий электроны - окислителем .
Окислители и восстановители
Посмотрим теперь, как выглядят процессы отдачи и приема электронов по отдельности. Водород , встретившись с "грабителем"-кислородом, теряет все свое достояние - два электрона, и его степень окисления становится равной +I :
Н 2 0 − 2e − = 2Н +I
Получилось уравнение полуреакции окисления водорода.
А бандит-кислород О 2 , отняв последние электроны у несчастного водорода, очень доволен своей новой степенью окисления -II :
O 2 + 4e − = 2O −II
Это уравнение полуреакции восстановления кислорода.
Остается добавить, что и "бандит", и его "жертва" потеряли свою химическую индивидуальность и из простых веществ - газов с двухатомными молекулами Н 2 и О 2 превратились в составные части нового химического вещества - воды Н 2 О .
Дальше будем рассуждать следующим образом: сколько электронов отдал восстановитель бандиту-окислителю, столько тот и получил. Число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем .
Значит, надо уравнять число электронов в первой и второй полуреакциях. В химии принята такая условная форма записи уравнений полуреакций:
2 Н 2 0 − 2e − = 2Н +I |
|
1 O 2 0 + 4e − = 2O −II |
Здесь числа 2 и 1 слева от фигурной скобки - это множители, которые помогут обеспечить равенство числа отданных и принятых электронов. Учтем, что в уравнениях полуреакций отдано 2 электрона, а принято 4. Чтобы уравнять число принятых и отданных электронов, находят наименьшее общее кратное и дополнительные множители. В нашем случае наименьшее общее кратное равно 4. Дополнительные множители будут для водорода равны 2 (4: 2 = 2), а для кислорода - 1 (4: 4 = 1)
Полученные множители и будут служить коэффициентами будущего уравнения реакции:
2H 2 0 + O 2 0 = 2H 2 +I O −II
Водород окисляется не только при встрече с кислородом . Примерно так же на водород действуют и фтор F 2 , галоген и известный "разбойник", и казалось бы, безобидный азот N 2 :
H 2 0 + F 2 0 = 2H +I F −I |
3H 2 0 + N 2 0 = 2N −III H 3 +I |
При этом получается фтороводород HF или аммиак NH 3 .
В обоих соединениях степень окисления водорода становится равной +I , потому что партнеры по молекуле ему достаются "жадные" до чужого электронного добра, с высокой электроотрицательностью - фтор F и азот N . У азота значение электроотрицательности считают равным трем условным единицам, а у фтора вообще самая высокая электроотрицательность среди всех химических элементов - четыре единицы. Так что немудрено им оставить бедняжку-атом водорода без всякого электронного окружения.
Но водород может и восстанавливаться - принимать электроны. Это происходит, если в реакции с ним будут участвовать щелочные металлы или кальций, у которых электроотрицательность меньше, чем у водорода.