2Н2 + О2 ––> 2Н2О
концентрациите на водород, кислород и вода варират в различна степен: ΔС(Н2) = ΔС(Н2О) = 2 ΔС(О2).
Скоростта на химичната реакция зависи от много фактори: естеството на реагентите, тяхната концентрация, температура, естеството на разтворителя и др.
2.1.1 Кинетично уравнение на химична реакция. Ред на реакция.
Една от задачите, пред които е изправена химическата кинетика, е да се определи съставът на реакционната смес (т.е. концентрациите на всички реагенти) по всяко време, за което е необходимо да се знае зависимостта на скоростта на реакцията от концентрациите. Като цяло, колкото по-голяма е концентрацията на реагентите, толкова по-голяма е скоростта на химичната реакция. В основата на химичната кинетика е т.нар. основен постулат на химичната кинетика:
Скоростта на химичната реакция е право пропорционална на произведението на концентрациите на реагентите, взети до известна степен.
за реакцията
aA + bB + dD + . ––> eE + .
може да се напише:
Коефициентът на пропорционалност k е константата на скоростта на химична реакция. Константата на скоростта е числено равна на скоростта на реакцията при концентрации на всички реагенти, равни на 1 mol/L.
Зависимостта на скоростта на реакцията от концентрациите на реагентите се определя експериментално и се нарича кинетично уравнение на химична реакция. Очевидно, за да се напише кинетичното уравнение, е необходимо експериментално да се определят скоростната константа и експонентите при концентрациите на реагентите. Показателят на концентрацията на всяко от реагиращите вещества в кинетичното уравнение на химическа реакция (в уравнение (II.4) съответно x, y и z) е конкретен ред на реакцията за този компонент. Сумата от експонентите в кинетичното уравнение за химическа реакция (x + y + z) представлява общия ред на реакцията. Трябва да се подчертае, че редът на реакцията се определя само от експериментални данни и не е свързан със стехиометричните коефициенти на реагентите в уравнението на реакцията. Стехиометричното уравнение на реакцията е уравнение на материалния баланс и по никакъв начин не може да определи характера на протичането на тази реакция във времето.
В химическата кинетика е обичайно реакциите да се класифицират според общия ред на реакцията. Нека разгледаме зависимостта на концентрацията на реагентите от времето за необратими (еднопосочни) реакции от нулев, първи и втори ред.
2.1.2 Реакции от нулев порядък
За реакции от нулев ред кинетичното уравнение има следната форма:
Скоростта на реакция от нулев ред е постоянна във времето и не зависи от концентрациите на реагентите; това е характерно за много хетерогенни (протичащи на повърхността) реакции в случай, че скоростта на дифузия на реагентите към повърхността е по-малка от скоростта на тяхната химическа трансформация.
2.1.3 Реакции от първи ред
Нека разгледаме зависимостта от времето на концентрацията на изходното вещество А за случай на реакция от първи ред A -–> B. Реакциите от първи ред се характеризират с кинетично уравнение от вида (II.6). Заменяме израз (II.2) в него:
(II.7)
След интегриране на израз (II.7), получаваме:
Определяме константата на интегриране g от началните условия: в момент t = 0 концентрацията С е равна на началната концентрация Сo. От това следва, че g = ln Co. Получаваме:
Ориз. 2.3Зависимостта на логаритъма на концентрацията от времето за реакции от първи ред
По този начин логаритъмът на концентрацията за реакция от първи ред зависи линейно от времето (фиг. 2.3) и константата на скоростта е числено равна на тангенса на наклона на правата линия към времевата ос.
От уравнение (II.9) е лесно да се получи израз за константата на скоростта на еднопосочна реакция от първи ред:
Друга кинетична характеристика на реакцията е полуживотът t1 / 2 - времето, през което концентрацията на изходното вещество намалява наполовина в сравнение с оригинала. Нека изразим t1/2 за реакция от първи ред, като се има предвид, че С = ½Сo:
(II.12)
Както може да се види от получения израз, полуживотът на реакцията от първи ред не зависи от първоначалната концентрация на изходния материал.
2.1.4 Реакции от втори ред
За реакции от втори ред кинетичното уравнение има следната форма:
Нека разгледаме най-простия случай, когато кинетичното уравнение има формата (II.14) или, което е същото, в уравнението на формата (II.15) концентрациите на изходните вещества са еднакви; уравнение (II.14) в този случай може да се пренапише, както следва:
(II.16)
След разделяне на променливите и интегриране получаваме:
Интеграционната константа g, както и в предишния случай, се определя от началните условия. Получаваме:
Така за реакции от втори ред, които имат кинетично уравнение от вида (II.14), е характерна линейна зависимост на реципрочната концентрация от времето (фиг. 2.4) и константата на скоростта е равна на тангенса на наклона на правата линия към времевата ос:
(II.20)
Ориз. 2.4Реципрочна концентрация спрямо времето за реакции от втори ред
Ако началните концентрации на реагентите Co, A и Co, B са различни, тогава константата на скоростта на реакцията се намира чрез интегриране на уравнение (II.21), в което CA и CB са концентрациите на реагентите в момент t от началото на реакцията:
(II.21)
В този случай за константата на скоростта получаваме израза
2. Напишете кинетичното уравнение на реакцията: 2H2 + O2 = 2H2O. 3. Колко пъти ще се увеличи скоростта на реакцията, ако температурният коефициент е 3 и температурата се повиши с 30 градуса? 4. Когато температурата се повиши с 40 градуса, скоростта на реакцията се увеличава 16 пъти. Определете температурния коефициент.
Снимка 12 от презентацията "Бързина на реакция"към уроците по химия на тема "Реакции"Размери: 960 x 720 пиксела, формат: jpg. За да изтеглите безплатно снимка за урок по химия, щракнете с десния бутон върху изображението и щракнете върху „Запазване на изображението като...“. За да покажете снимки в урока, можете също да изтеглите безплатно цялата презентация „Скорост на реакцията.ppt“ с всички снимки в zip архив. Размер на архива - 15 KB.
Изтегляне на презентацияРеакции
"Скорост на реакция" - Фактори, влияещи върху скоростта. Какво сме учили? Влияние на концентрацията на реагентите (за хомогенни системи) 3-ти ред. температура. Какво определя скоростта на реакциите? 2. Напишете кинетичното уравнение на реакцията: 2H2 + O2 = 2H2O. Наличие на катализатори или инхибитори. Разрешаване на проблем. Катализатори и катализа.
"Законът за запазване на масата на веществата" - 1673 г. Законът за запазване на масата на веществата. Индекс. Индексът показва броя на атомите във формулната единица на дадено вещество. Подобно на Бойл, руският учен прави експерименти в запечатани реторти. 1789 г Общообразователно средно училище № 36 на името на Казибек би. Робърт Бойл. Коефициент. 5n2o. 1748 г Химична формула. Цели на урока: Обучение - експериментално доказване на закона за запазване на масата на веществата.
"Радиоактивни трансформации" - Основни моменти от историята. No е броят на радиоактивните ядра в началния момент от времето. t е времето на разпадане. Закон за радиоактивното разпадане. Опит. Какво е период на полуразпад? T е времето на полуразпад. Изследване на Ръдърфорд. Извод от правилата. Атомите на радиоактивното вещество са обект на спонтанни модификации. Предистория на изследването на радиоактивността.
„Химични реакции практически упражнения“ – ППГ. H2 - Газ, без цвят, без мирис, по-лек от въздуха. 4) Черният CuO става червен, по стените на епруветката се образува H2O. Епруветки. 2) Чистият H2 експлодира с тъп пукане, H2 с примеси - лаещ звук. 3kcns+feci3=3kci+fe(cns)3 обмен. AI+HCI. Cu. Zn+H2SO4 = ZnSO4+H2 Заместване. Алкохолна лампа. Наблюдавани признаци на химични реакции.
"Реакции" - Поява на миризма. Дайте основно разбиране за химическа реакция. Изпускане на газ. Оборудване: Разтвори - солна киселина и варна вода, парче мрамор. Проверка на домашните. Дайте примери за сложни вещества? Ролята на химията в човешкия живот. Образуване на седимент. Освобождаване или поглъщане на топлина.
"Теория на електролитната дисоциация" - Всички прости вещества, всички оксиди и n/r киселини, основи и соли. Сванте Арениус. Вещества в разтвори. Вещества с йонни и ковалентни полярни връзки. Теория на електролитната дисоциация (TED). II-ра разпоредба на TED. Вещества с ковалентна връзка: Ориентация на водните диполи?хидратация? йонизация? дисоциация.
Общо в темата има 28 презентации
Водата (водороден оксид) е бинарно неорганично съединение с химична формула H 2 O. Водната молекула се състои от два водородни атома и един кислород, които са свързани помежду си с ковалентна връзка.
Водороден прекис.
Физични и химични свойства
Физичните и химичните свойства на водата се определят от химическата, електронната и пространствената структура на молекулите на H 2 O.
Атомите Н и О в молекулата Н 2 О са в своите стабилни степени на окисление, съответно +1 и -2; следователно водата не проявява изразени окислителни или редуциращи свойства. Моля, обърнете внимание: в металните хидриди водородът е в степен на окисление -1.
Молекулата на H 2 O има ъглова структура. H-O връзките са много полярни. Има излишен отрицателен заряд на О атома и излишък на положителни заряди на Н атомите. Най-общо молекулата Н 2 О е полярна, т.е. дипол. Това обяснява факта, че водата е добър разтворител за йонни и полярни вещества.
Наличието на излишни заряди на Н и О атоми, както и несподелени електронни двойки при О атоми, причинява образуването на водородни връзки между водните молекули, в резултат на което те се комбинират в асоциирани. Съществуването на тези сътрудници обяснява аномално високите стойности на mp. и др кип. вода.
Наред с образуването на водородни връзки, резултатът от взаимното влияние на молекулите на H 2 O една върху друга е тяхната самойонизация:
в една молекула настъпва хетеролитично разкъсване на полярната O-H връзка и освободеният протон се присъединява към кислородния атом на друга молекула. Полученият хидроксониев йон H 3 O + е по същество хидратиран водороден йон H + H 2 O, следователно уравнението за самойонизация на водата е опростено, както следва:
H 2 O ↔ H + + OH -
Константата на дисоциация на водата е изключително малка:
Това показва, че водата много слабо се дисоциира на йони и следователно концентрацията на недисоциираните H 2 O молекули е почти постоянна:
В чиста вода, [H + ] = [OH - ] = 10 -7 mol / l. Това означава, че водата е много слаб амфотерен електролит, който не проявява нито киселинни, нито основни свойства в забележима степен.
Водата обаче има силно йонизиращо действие върху разтворените в нея електролити. Под действието на водните диполи полярните ковалентни връзки в молекулите на разтворените вещества се превръщат в йонни, йоните се хидратират, връзките между тях се отслабват, което води до електролитна дисоциация. Например:
HCl + H 2 O - H 3 O + + Cl -
(силен електролит)
(или без хидратация: HCl → H + + Cl -)
CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H + (слаб електролит)
(или CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +)
Според теорията на Бронстед-Лоури за киселините и основите при тези процеси водата проявява свойствата на основа (акцептор на протони). Според същата теория водата действа като киселина (донор на протони) в реакции, например с амоняк и амини:
NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + + OH -
CH 3 NH 2 + H 2 O ↔ CH 3 NH 3 + + OH -
Редокс реакции с участието на вода
I. Реакции, при които водата играе ролята на окислител
Тези реакции са възможни само със силни редуциращи агенти, които могат да редуцират водородните йони, които са част от водните молекули, до свободен водород.
1) Взаимодействие с метали
а) При нормални условия H 2 O взаимодейства само с алкали. и алкалоземни. метали:
2Na + 2H + 2 O \u003d 2NaOH + H 0 2
Ca + 2H + 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 0 2
b) При високи температури H 2 O реагира и с някои други метали, например:
Mg + 2H + 2 O \u003d Mg (OH) 2 + H 0 2
3Fe + 4H + 2 O \u003d Fe 2 O 4 + 4H 0 2
в) Al и Zn изместват H 2 от водата в присъствието на основи:
2Al + 6H + 2 O + 2NaOH \u003d 2Na + 3H 0 2
2) Взаимодействие с неметали с ниско EO (реакциите протичат при тежки условия)
C + H + 2 O \u003d CO + H 0 2 („воден газ“)
2P + 6H + 2 O \u003d 2HPO 3 + 5H 0 2
В присъствието на основи силицият измества водорода от водата:
Si + H + 2 O + 2NaOH \u003d Na 2 SiO 3 + 2H 0 2
3) Взаимодействие с метални хидриди
NaH + H + 2 O \u003d NaOH + H 0 2
CaH 2 + 2H + 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 0 2
4) Взаимодействие с въглероден окис и метан
CO + H + 2 O \u003d CO 2 + H 0 2
2CH 4 + O 2 + 2H + 2 O \u003d 2CO 2 + 6H 0 2
Реакциите се използват в промишлеността за получаване на водород.
II. Реакции, при които водата действа като редуциращ агент
Тези реакции са възможни само с много силни окислители, които са способни да окисляват кислорода CO CO -2, който е част от водата, до свободен кислород O 2 или до пероксидни аниони 2-. В изключителен случай (в реакция с F 2) кислородът се образува с co. +2.
1) Взаимодействие с флуор
2F 2 + 2H 2 O -2 \u003d O 0 2 + 4HF
2F 2 + H 2 O -2 \u003d O +2 F 2 + 2HF
2) Взаимодействие с атомарния кислород
H 2 O -2 + O \u003d H 2 O - 2
3) Взаимодействие с хлор
При висока Т настъпва обратима реакция
2Cl 2 + 2H 2 O -2 \u003d O 0 2 + 4HCl
III. Реакции на вътрешномолекулно окисление - редукция на водата.
Под действието на електрически ток или висока температура водата може да се разложи на водород и кислород:
2H + 2 O -2 \u003d 2H 0 2 + O 0 2
Термичното разлагане е обратим процес; степента на термично разлагане на водата е ниска.
Реакции на хидратация
I. Хидратация на йони. Йоните, образувани по време на дисоциацията на електролитите във водни разтвори, свързват определен брой водни молекули и съществуват под формата на хидратирани йони. Някои йони образуват толкова силни връзки с водните молекули, че техните хидрати могат да съществуват не само в разтвор, но и в твърдо състояние. Това обяснява образуването на кристални хидрати като CuSO4 5H 2 O, FeSO 4 7H 2 O и др., Както и водни комплекси: CI 3, Br 4 и др.
II. Хидратация на оксиди
III. Хидратация на органични съединения, съдържащи множество връзки
Реакции на хидролиза
I. Хидролиза на соли
Обратима хидролиза:
а) според солния катион
Fe 3+ + H 2 O \u003d FeOH 2+ + H +; (киселинна среда. pH
б) чрез анион на солта
CO 3 2- + H 2 O \u003d HCO 3 - + OH -; (алкална среда. pH > 7)
в) от катиона и от аниона на солта
NH 4 + + CH 3 COO - + H 2 O \u003d NH 4 OH + CH 3 COOH (среда, близка до неутрална)
Необратима хидролиза:
Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 ↓ + 3H 2 S
II. Хидролиза на метални карбиди
Al 4 C 3 + 12H 2 O \u003d 4Al (OH) 3 ↓ + 3CH 4 нетан
CaC 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + C 2 H 2 ацетилен
III. Хидролиза на силициди, нитриди, фосфиди
Mg 2 Si + 4H 2 O \u003d 2Mg (OH) 2 ↓ + SiH 4 силан
Ca 3 N 2 + 6H 2 O \u003d ZCa (OH) 2 + 2NH 3 амоняк
Cu 3 P 2 + 6H 2 O \u003d ZCu (OH) 2 + 2PH 3 фосфин
IV. Хидролиза на халогени
Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO
Br 2 + H 2 O \u003d HBr + HBrO
V. Хидролиза на органични съединения
Класове органични вещества |
Продукти от хидролиза (органични) |
Халогеналкани (алкилхалогениди) |
|
Арил халогениди |
|
Дихалоалкани |
Алдехиди или кетони |
Метални алкохолати |
|
Халогениди на карбоксилни киселини |
карбоксилни киселини |
Анхидриди на карбоксилни киселини |
карбоксилни киселини |
Естери на карбоксилни киселини |
Карбоксилни киселини и алкохоли |
Глицерин и висши карбоксилни киселини |
|
Ди- и полизахариди |
Монозахариди |
Пептиди и протеини |
α-аминокиселини |
Нуклеинова киселина |
|
§3. Уравнение на реакцията и как да го напишем
Взаимодействие водородс кислород, както установи сър Хенри Кавендиш, води до образуването на вода. Нека използваме този прост пример, за да научим как да пишем уравнения на химичните реакции.
От какво идва водородИ кислород, вече знаем:
H 2 + O 2 → H 2 O
Сега вземаме предвид, че атомите на химичните елементи в химичните реакции не изчезват и не се появяват от нищото, не се превръщат един в друг, а комбинирайте в нови комбинацииза образуване на нови молекули. Това означава, че в уравнението на химичната реакция на атомите от всеки тип трябва да има едно и също число предиреакции ( налявоот знака за равенство) и следкрай на реакцията ( на дясноот знака за равенство), така:
2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O
Това е, което е уравнение на реакцията - условен запис на протичаща химическа реакция с помощта на формули на вещества и коефициенти.
Това означава, че в горната реакция две бенки водородтрябва да реагира с с една бенка кислород, и резултатът ще бъде две бенки вода.
Взаимодействие водородс кислород- изобщо не е лесен процес. Това води до промяна в степента на окисление на тези елементи. За да изберете коефициенти в такива уравнения, обикновено се използва методът " електронен баланс".
Когато водата се образува от водород и кислород, това означава, че водородпромени степента си на окисление от 0 преди + аз, А кислород- от 0 преди −II. В същото време няколко (н)електрони:
Водородът, отдаващ електрони, служи тук редуциращ агенти кислород, приемащи електрони - окислител.
Окислители и редуциращи агенти
Сега нека видим как процесите на отдаване и получаване на електрони изглеждат отделно. Водород, след като се срещне с "разбойника" - кислорода, губи цялото си свойство - два електрона, а степента му на окисление става равна на + аз:
H 2 0 − 2 д− = 2Н + I
Се случи уравнение на полуреакция на окислениеводород.
И бандитът кислород Около 2, след като е взел последните електрони от нещастния водород, е много доволен от новото си окислително състояние -II:
O 2 + 4 д− = 2O − II
Това уравнение на полуреакция на редукциякислород.
Остава да добавим, че и "бандитът", и неговата "жертва" са загубили своята химическа идентичност и от прости вещества - газове с двуатомни молекули H 2И Около 2превърнати в компоненти на ново химическо вещество - вода H 2 O.
По-нататък ще спорим по следния начин: колко електрона даде редукторът на окислителя, толкова и получи. Броят на електроните, отдадени от редуциращия агент, трябва да бъде равен на броя на електроните, приети от окислителя..
Значи имате нужда изравняване на броя на електронитев първата и втората полуреакция. В химията е приета следната условна форма за писане на уравненията на полуреакциите:
2 H 2 0 − 2 д− = 2Н + I |
|
1 O 2 0 + 4 д− = 2O − II |
Тук числата 2 и 1 вляво от фигурната скоба са фактори, които ще помогнат да се гарантира, че броят на дадените и получените електрони е равен. Вземаме предвид, че в уравненията на полуреакциите се отдават 2 електрона и се приемат 4. За да се изравни броят на получените и дадените електрони, се намира най-малкото общо кратно и допълнителни фактори. В нашия случай най-малкото общо кратно е 4. Допълнителните фактори ще бъдат 2 за водород (4: 2 = 2), а за кислород - 1 (4: 4 = 1)
Получените множители ще служат като коефициенти на бъдещото уравнение на реакцията:
2H 2 0 + O 2 0 \u003d 2H 2 + I O -II
Водород окисленине само при среща кислород. Приблизително същият ефект върху водорода и флуор F2, халоген и известният "разбойник", и на пръв поглед безвреден азот N 2:
H 2 0 + F 2 0 = 2H + I F −I |
3H 2 0 + N 2 0 \u003d 2N -III H 3 + I |
Това води до флуороводород HFили амоняк NH3.
И в двете съединения степента на окисление водородстава равен + аз, защото той получава партньори в молекулата "алчна" за чужда електронна стока, с висока електроотрицателност - флуор ЕИ азот н. При азотстойността на електроотрицателността се счита за равна на три условни единици и y флуоркато цяло най-високата електроотрицателност сред всички химични елементи е четири единици. Така че не е чудно, че оставят бедния водороден атом без никаква електронна среда.
Но водородможе би Възстанови- приемат електрони. Това се случва, ако в реакцията с него участват алкални метали или калций, чиято електроотрицателност е по-малка от тази на водорода.
