2N2 + O2 ––> 2N2O
koncentracije vodonika, kiseonika i vode variraju u različitim stepenima: ΔS(N2) = ΔS(N2O) = 2 ΔS(O2).
Brzina hemijske reakcije zavisi od mnogih faktora: prirode reaktanata, njihove koncentracije, temperature, prirode rastvarača itd.
2.1.1 Kinetička jednačina kemijske reakcije. Red reakcije.
Jedan od zadataka kemijske kinetike je određivanje sastava reakcijske smjese (tj. koncentracije svih reaktanata) u bilo kojem trenutku, za što je potrebno znati ovisnost brzine reakcije o koncentracijama. Općenito, što je veća koncentracija reaktanata, veća je i brzina kemijske reakcije. Osnova hemijske kinetike je tzv. osnovni postulat hemijske kinetike:
Brzina hemijske reakcije je direktno proporcionalna proizvodu koncentracija reaktanata, uzetih u određenoj meri.
odnosno za reakciju
aA + bB + dD + . ––> eE + .
može se napisati:
Koeficijent proporcionalnosti k je konstanta brzine hemijske reakcije. Konstanta brzine je numerički jednaka brzini reakcije pri koncentracijama svih reaktanata jednakim 1 mol/L.
Ovisnost brzine reakcije o koncentracijama reaktanata utvrđuje se eksperimentalno i naziva se kinetička jednadžba kemijske reakcije. Očigledno, da bi se napisala kinetička jednadžba, potrebno je eksperimentalno odrediti konstantu brzine i eksponente pri koncentracijama reaktanata. Eksponent koncentracije svake od reagujućih supstanci u kinetičkoj jednačini hemijske reakcije (u jednačini (II.4) odnosno x, y i z) je određeni red reakcije za ovu komponentu. Zbir eksponenata u kinetičkoj jednadžbi za hemijsku reakciju (x + y + z) predstavlja ukupni red reakcije. Treba naglasiti da je red reakcije određen samo iz eksperimentalnih podataka i nije povezan sa stehiometrijskim koeficijentima reaktanata u jednadžbi reakcije. Stehiometrijska jednačina reakcije je jednačina materijalne ravnoteže i ni na koji način ne može odrediti prirodu toka ove reakcije u vremenu.
U hemijskoj kinetici uobičajeno je da se reakcije klasifikuju prema ukupnom redosledu reakcije. Razmotrimo ovisnost koncentracije reaktanata o vremenu za ireverzibilne (jednosmjerne) reakcije nultog, prvog i drugog reda.
2.1.2 Reakcije nultog reda
Za reakcije nultog reda, kinetička jednačina ima sljedeći oblik:
Brzina reakcije nultog reda je konstantna u vremenu i ne ovisi o koncentraciji reaktanata; ovo je karakteristično za mnoge heterogene (koje se dešavaju na granici) reakcije u slučaju kada je brzina difuzije reagensa na površinu manja od brzine njihove hemijske transformacije.
2.1.3 Reakcije prvog reda
Razmotrimo vremensku zavisnost koncentracije početne supstance A za slučaj reakcije prvog reda A --> B. Reakcije prvog reda karakteriše kinetička jednačina oblika (II.6). U njega zamjenjujemo izraz (II.2):
(II.7)
Nakon integracije izraza (II.7) dobijamo:
Konstantu integracije g određujemo iz početnih uslova: u trenutku t = 0 koncentracija C je jednaka početnoj koncentraciji So. Iz ovoga slijedi da je g = ln Co. Dobijamo:
Rice. 2.3 Ovisnost logaritma koncentracije o vremenu za reakcije prvog reda
Dakle, logaritam koncentracije za reakciju prvog reda linearno zavisi od vremena (slika 2.3) i konstanta brzine je numerički jednaka tangentu nagiba prave linije prema vremenskoj osi.
Iz jednačine (II.9) lako je dobiti izraz za konstantu brzine jednosmjerne reakcije prvog reda:
Još jedna kinetička karakteristika reakcije je vrijeme poluraspada t1 / 2 - vrijeme tijekom kojeg se koncentracija početne tvari prepolovi u odnosu na izvornu. Izrazimo t1/2 za reakciju prvog reda, s obzirom da je S = ½So:
(II.12)
Kao što se može vidjeti iz dobivenog izraza, vrijeme poluraspada reakcije prvog reda ne ovisi o početnoj koncentraciji polaznog materijala.
2.1.4 Reakcije drugog reda
Za reakcije drugog reda, kinetička jednačina ima sljedeći oblik:
Razmotrimo najjednostavniji slučaj, kada kinetička jednačina ima oblik (II.14) ili, što je isto, u jednačini oblika (II.15) koncentracije početnih supstanci su iste; jednačina (II.14) u ovom slučaju može se prepisati na sljedeći način:
(II.16)
Nakon razdvajanja varijabli i integracije, dobijamo:
Integraciona konstanta g, kao iu prethodnom slučaju, određena je iz početnih uslova. Dobijamo:
Dakle, za reakcije drugog reda koje imaju kinetičku jednačinu oblika (II.14), karakteristična je linearna zavisnost recipročne koncentracije od vremena (slika 2.4) i konstanta brzine jednaka je tangentu nagiba prava linija na vremensku osu:
(II.20)
Rice. 2.4 Recipročna koncentracija u odnosu na vrijeme za reakcije drugog reda
Ako su početne koncentracije reaktanata Co, A i Co, B različite, tada se konstanta brzine reakcije nalazi integracijom jednadžbe (II.21), u kojoj su CA i CB koncentracije reaktanata u trenutku t od početka reakcije:
(II.21)
U ovom slučaju, za konstantu brzine dobijamo izraz
2. Zapišite kinetičku jednačinu za reakciju: 2H2 + O2 = 2H2O. 3. Koliko puta će se povećati brzina reakcije ako je temperaturni koeficijent 3, a temperatura se poveća za 30 stepeni? 4. Kada temperatura poraste za 40 stepeni, brzina reakcije se povećava za 16 puta. Odredite temperaturni koeficijent.
Slika 12 sa prezentacije "Brzina reakcije" na časove hemije na temu "Reakcije"Dimenzije: 960 x 720 piksela, format: jpg. Da biste besplatno preuzeli sliku za lekciju hemije, kliknite desnim tasterom miša na sliku i kliknite na "Sačuvaj sliku kao...". Da biste prikazali slike u lekciji, također možete besplatno preuzeti cijelu prezentaciju “Reaction Speed.ppt” sa svim slikama u zip arhivi. Veličina arhive - 15 KB.
Preuzmite prezentacijuReakcije
"Brzina reakcije" - Faktori koji utiču na brzinu. Šta smo učili? Uticaj koncentracije reaktanata (za homogene sisteme) 3. red. Temperatura. Šta određuje brzinu reakcija? 2. Zapišite kinetičku jednačinu za reakciju: 2H2 + O2 = 2H2O. Prisustvo katalizatora ili inhibitora. Rješavanje problema. Katalizatori i kataliza.
"Zakon održanja mase supstanci" - 1673. Zakon održanja mase supstanci. Indeks. Indeks pokazuje broj atoma u jedinici formule neke supstance. Poput Bojla, ruski naučnik je pravio eksperimente u zatvorenim retortama. 1789 Opšta srednja škola br. 36 po imenu Kazybek bi. Robert Boyle. Koeficijent. 5n2o. 1748 Hemijska formula. Ciljevi časa: Nastava - eksperimentalno dokazati zakon održanja mase supstanci.
"Radioaktivne transformacije" - Prekretnice istorije. No je broj radioaktivnih jezgara u početnom trenutku vremena. t je vrijeme raspada. Zakon radioaktivnog raspada. Iskustvo. Šta je poluživot? T je vrijeme poluraspada. Rutherfordovo istraživanje. Zaključak iz pravila. Atomi radioaktivne supstance su podložni spontanim modifikacijama. Praistorija istraživanja radioaktivnosti.
„Praktični rad na kemijskim reakcijama“ – PPG. H2 - Gas, bezbojan, bez mirisa, lakši od vazduha. 4) Crni CuO postaje crven, H2O se formira na zidovima epruvete. Epruvete. 2) Čisti H2 eksplodira sa tupim pucanjem, H2 sa nečistoćama - zvukom lajanja. 3kcns+feci3=3kci+fe(cns)3 razmjena. AI+HCI. Cu. Zn+H2SO4 = ZnSO4+H2 Supstitucija. Alkoholna lampa. Uočeni znakovi hemijskih reakcija.
"Reakcije" - Pojave mirisa. Dajte osnovno razumijevanje hemijske reakcije. Ispuštanje gasa. Oprema: rastvori - hlorovodonična kiselina i krečna voda, komad mermera. Provjera domaćeg. Navedite primjere složenih supstanci? Uloga hemije u ljudskom životu. Formiranje sedimenta. Oslobađanje ili apsorpcija toplote.
"Teorija elektrolitičke disocijacije" - Sve jednostavne supstance, svi oksidi i n/r kiseline, baze i soli. Svante Arrhenius. Supstance u rastvorima. Supstance sa jonskim i kovalentnim polarnim vezama. Teorija elektrolitičke disocijacije (TED). II odredba TED-a. Supstance sa kovalentnom vezom: Orijentacija dipola vode? hidratacija? jonizacija? disocijacija.
Ukupno ima 28 prezentacija u ovoj temi
Voda (vodikov oksid) je binarno neorgansko jedinjenje sa hemijskom formulom H 2 O. Molekul vode se sastoji od dva atoma vodika i jednog kiseonika, koji su međusobno povezani kovalentnom vezom.
Vodikov peroksid.
Fizička i hemijska svojstva
Fizička i hemijska svojstva vode određena su hemijskom, elektronskom i prostornom strukturom molekula H 2 O.
Atomi H i O u molekulu H 2 0 su u svojim stabilnim oksidacionim stanjima, redom +1 i -2; stoga voda ne pokazuje izražena oksidirajuća ili redukcijska svojstva. Napomena: u metalnim hidridima vodonik je u -1 oksidacionom stanju.
Molekul H 2 O ima ugaonu strukturu. H-O veze su vrlo polarne. Postoji višak negativnog naboja na O atomu, a višak pozitivnih naboja na H atomima. Generalno, molekula H 2 O je polarna, tj. dipol. Ovo objašnjava činjenicu da je voda dobar rastvarač za jonske i polarne supstance.
Prisutnost viška naboja na H i O atomima, kao i nepodijeljenih elektronskih parova kod O atoma, uzrokuje stvaranje vodikovih veza između molekula vode, uslijed čega se oni spajaju u asociate. Postojanje ovih saradnika objašnjava anomalno visoke vrijednosti mp. itd. kip. vode.
Uz stvaranje vodikovih veza, rezultat međusobnog utjecaja molekula H 2 O jednih na druge je njihova samojonizacija:
u jednom molekulu dolazi do heterolitičkog prekida polarne O-H veze, a oslobođeni proton se pridružuje atomu kisika drugog molekula. Rezultirajući hidroksonijev ion H 3 O + je u suštini hidratizirani vodikov ion H + H 2 O, stoga je jednadžba samojonizacije vode pojednostavljena na sljedeći način:
H 2 O ↔ H + + OH -
Konstanta disocijacije vode je izuzetno mala:
To ukazuje da se voda vrlo malo disocira na ione, pa je stoga koncentracija nedisociranih H 2 O molekula gotovo konstantna:
U čistoj vodi, [H + ] = [OH - ] = 10 -7 mol / l. To znači da je voda vrlo slab amfoterni elektrolit koji ne pokazuje ni kisela ni bazična svojstva u značajnoj mjeri.
Međutim, voda ima snažan ionizirajući učinak na elektrolite otopljene u njoj. Pod djelovanjem dipola vode, polarne kovalentne veze u molekulima otopljenih tvari prelaze u ionske, ioni se hidratiziraju, veze između njih slabe, što rezultira elektrolitičkom disocijacijom. Na primjer:
HCl + H 2 O - H 3 O + + Cl -
(jaki elektrolit)
(ili isključujući hidrataciju: HCl → H + + Cl -)
CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H + (slab elektrolit)
(ili CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +)
Prema Bronsted-Lowry teoriji kiselina i baza, u ovim procesima voda ispoljava svojstva baze (akceptora protona). Prema istoj teoriji, voda djeluje kao kiselina (donator protona) u reakcijama, na primjer, s amonijakom i aminima:
NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + + OH -
CH 3 NH 2 + H 2 O ↔ CH 3 NH 3 + + OH -
Redox reakcije koje uključuju vodu
I. Reakcije u kojima voda ima ulogu oksidatora
Ove reakcije su moguće samo s jakim redukcijskim agensima, koji su u stanju reducirati vodikove ione koji su dio molekula vode u slobodni vodik.
1) Interakcija sa metalima
a) U normalnim uslovima, H 2 O reaguje samo sa alkalijama. i zemnoalkalno. metali:
2Na + 2H + 2 O \u003d 2NaOH + H 0 2
Ca + 2H + 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 0 2
b) Na visokim temperaturama H 2 O reaguje i sa nekim drugim metalima, na primer:
Mg + 2H + 2 O \u003d Mg (OH) 2 + H 0 2
3Fe + 4H + 2 O \u003d Fe 2 O 4 + 4H 0 2
c) Al i Zn istiskuju H 2 iz vode u prisustvu alkalija:
2Al + 6H + 2 O + 2NaOH \u003d 2Na + 3H 0 2
2) Interakcija sa nemetalima koji imaju nizak EO (reakcije se dešavaju u teškim uslovima)
C + H + 2 O \u003d CO + H 0 2 ("vodeni plin")
2P + 6H + 2 O \u003d 2HPO 3 + 5H 0 2
U prisustvu alkalija, silicijum istiskuje vodonik iz vode:
Si + H + 2 O + 2NaOH \u003d Na 2 SiO 3 + 2H 0 2
3) Interakcija sa metalnim hidridima
NaH + H + 2 O \u003d NaOH + H 0 2
CaH 2 + 2H + 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 0 2
4) Interakcija sa ugljen monoksidom i metanom
CO + H + 2 O \u003d CO 2 + H 0 2
2CH 4 + O 2 + 2H + 2 O \u003d 2CO 2 + 6H 0 2
Reakcije se koriste u industriji za proizvodnju vodika.
II. Reakcije u kojima voda djeluje kao redukcijski agens
Ove reakcije su moguće samo s vrlo jakim oksidantima koji su sposobni da oksidiraju kisik CO CO -2 koji je dio vode, u slobodni kisik O 2 ili u peroksidne anione 2-. U izuzetnom slučaju (u reakciji sa F 2), kisik nastaje sa c o. +2.
1) Interakcija sa fluorom
2F 2 + 2H 2 O -2 \u003d O 0 2 + 4HF
2F 2 + H 2 O -2 \u003d O +2 F 2 + 2HF
2) Interakcija sa atomskim kiseonikom
H 2 O -2 + O \u003d H 2 O - 2
3) Interakcija sa hlorom
Pri visokom T dolazi do reverzibilne reakcije
2Cl 2 + 2H 2 O -2 \u003d O 0 2 + 4HCl
III. Reakcije intramolekularne oksidacije - redukcija vode.
Pod djelovanjem električne struje ili visoke temperature voda se može razgraditi na vodik i kisik:
2H + 2 O -2 \u003d 2H 0 2 + O 0 2
Termička razgradnja je reverzibilan proces; stepen termičke razgradnje vode je nizak.
Reakcije hidratacije
I. Hidratacija jona. Joni nastali tokom disocijacije elektrolita u vodenim otopinama vezuju određeni broj molekula vode i postoje u obliku hidratiziranih jona. Neki ioni formiraju tako jake veze sa molekulima vode da njihovi hidrati mogu postojati ne samo u rastvoru, već iu čvrstom stanju. Ovo objašnjava nastanak kristalnih hidrata kao što su CuSO4 5H 2 O, FeSO 4 7H 2 O itd., kao i akva kompleksa: CI 3 , Br 4 itd.
II. Hidratacija oksida
III. Hidratacija organskih jedinjenja koja sadrže višestruke veze
Reakcije hidrolize
I. Hidroliza soli
Reverzibilna hidroliza:
a) prema kationu soli
Fe 3+ + H 2 O \u003d FeOH 2+ + H +; (kisela sredina. pH
b) anjonom soli
CO 3 2- + H 2 O \u003d HCO 3 - + OH -; (alkalna sredina. pH > 7)
c) katjonom i anjonom soli
NH 4 + + CH 3 COO - + H 2 O \u003d NH 4 OH + CH 3 COOH (okruženje blizu neutralnog)
Nepovratna hidroliza:
Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 ↓ + 3H 2 S
II. Hidroliza metalnih karbida
Al 4 C 3 + 12H 2 O \u003d 4Al (OH) 3 ↓ + 3CH 4 netan
CaC 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + C 2 H 2 acetilen
III. Hidroliza silicida, nitrida, fosfida
Mg 2 Si + 4H 2 O \u003d 2Mg (OH) 2 ↓ + SiH 4 silan
Ca 3 N 2 + 6H 2 O \u003d ZCa (OH) 2 + 2NH 3 amonijak
Cu 3 P 2 + 6H 2 O \u003d ZCu (OH) 2 + 2PH 3 fosfin
IV. Hidroliza halogena
Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO
Br 2 + H 2 O \u003d HBr + HBrO
V. Hidroliza organskih jedinjenja
Klase organskih supstanci |
Proizvodi hidrolize (organski) |
Halogenalkani (alkil halogenidi) |
|
Aril halogenidi |
|
Dihaloalkanes |
Aldehidi ili ketoni |
Metalni alkoholati |
|
Halogenidi karboksilne kiseline |
karboksilne kiseline |
Anhidridi karboksilnih kiselina |
karboksilne kiseline |
Esteri karboksilnih kiselina |
Karboksilne kiseline i alkoholi |
Glicerin i više karboksilne kiseline |
|
Di- i polisaharidi |
Monosaharidi |
Peptidi i proteini |
α-aminokiseline |
Nukleinske kiseline |
|
§3. Jednačina reakcije i kako je napisati
Interakcija vodonik With kiseonik, kako je ustanovio Sir Henry Cavendish, dovodi do stvaranja vode. Koristimo ovaj jednostavan primjer da naučimo pisati jednačine hemijskih reakcija.
Od čega dolazi vodonik I kiseonik, već znamo:
H 2 + O 2 → H 2 O
Sada uzimamo u obzir da atomi hemijskih elemenata u hemijskim reakcijama ne nestaju i ne nastaju ni iz čega, ne pretvaraju se jedni u druge, već kombinujte u nove kombinacije da formiraju nove molekule. To znači da u jednadžbi hemijske reakcije atoma svake vrste mora biti isti broj prije reakcije ( lijevo iz znaka jednakosti) i poslije kraj reakcije ( desno iz znaka jednakosti), ovako:
2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O
To je ono što je jednadžba reakcije - uslovni zapis tekuće hemijske reakcije koristeći formule supstanci i koeficijenata.
To znači da u gornjoj reakciji dva madeža vodonik treba da reaguje sa za jedan madež kiseonik, a rezultat će biti dva madeža vode.
Interakcija vodonik With kiseonik- nije nimalo jednostavan proces. To dovodi do promjene oksidacijskih stanja ovih elemenata. Za odabir koeficijenata u takvim jednadžbama obično se koristi metoda " elektronski balans".
Kada se voda formira od vodonika i kiseonika, to znači da vodonik promijenio svoje oksidacijsko stanje iz 0 prije +I, A kiseonik- od 0 prije −II. Istovremeno, nekoliko (n) elektroni:
Ovdje služe elektroni koji doniraju vodonik redukciono sredstvo i elektroni koji prihvataju kiseonik - oksidaciono sredstvo.
Oksidirajuća i redukcijska sredstva
Pogledajmo sada kako procesi davanja i primanja elektrona izgledaju odvojeno. Vodonik, susrevši se s "razbojnikom" - kisikom, gubi sve svoje svojstvo - dva elektrona, a njegovo oksidacijsko stanje postaje jednako +I:
H 2 0 − 2 e− = 2N + I
Desilo se jednadžba polu-reakcije oksidacije vodonik.
I bandit kiseonik Oko 2, nakon što je uzeo posljednje elektrone od nesretnog vodonika, vrlo je zadovoljan svojim novim oksidacijskim stanjem -II:
O 2 + 4 e− = 2O −II
Ovo jednadžba polureakcije redukcije kiseonik.
Ostaje dodati da su i "razbojnik" i njegova "žrtva" izgubili svoj hemijski identitet i od jednostavnih supstanci - gasova sa dvoatomskim molekulima H 2 I Oko 2 pretvorio u komponente nove hemijske supstance - vode H 2 O.
Dalje ćemo argumentirati na sljedeći način: koliko je elektrona reduktor dao oksidirajućem banditu, toliko je i dobio. Broj elektrona doniranih redukcijskim agensom mora biti jednak broju elektrona koje je prihvatio oksidacijski agens..
Tako da ti treba izjednačiti broj elektrona u prvoj i drugoj polureakciji. U hemiji je prihvaćen sljedeći uslovni oblik pisanja jednadžbi polureakcija:
2 H 2 0 − 2 e− = 2N + I |
|
1 O 2 0 + 4 e− = 2O −II |
Ovdje su brojevi 2 i 1 lijevo od vitičaste zagrade faktori koji će pomoći da se osigura da je broj datih i primljenih elektrona jednak. Uzimamo u obzir da se u jednačinama polureakcija 2 elektrona daju, a prihvataju 4. Za izjednačavanje broja primljenih i datih elektrona nalazi se najmanji zajednički višekratnik i dodatni faktori. U našem slučaju, najmanji zajednički višekratnik je 4. Dodatni faktori će biti 2 za vodonik (4:2 = 2), a za kiseonik - 1 (4:4 = 1)
Rezultirajući množitelji će poslužiti kao koeficijenti buduće jednačine reakcije:
2H 2 0 + O 2 0 \u003d 2H 2 + I O -II
Vodonik oksidirano ne samo prilikom susreta kiseonik. Približno isti efekat na vodonik i fluor F2, halogen i čuveni "razbojnik", a naizgled bezopasan nitrogen N 2:
H 2 0 + F 2 0 = 2H + I F −I |
3H 2 0 + N 2 0 \u003d 2N -III H 3 + I |
Ovo rezultira fluorovodonik HF ili amonijak NH3.
U oba spoja, oksidacijsko stanje vodonik postaje jednak +I, jer dobija partnere u molekulu "pohlepne" za tuđim elektronskim dobrom, sa visokom elektronegativnošću - fluor F I nitrogen N. At nitrogen vrijednost elektronegativnosti se smatra jednakom tri konvencionalne jedinice, a y fluor općenito, najveća elektronegativnost među svim kemijskim elementima je četiri jedinice. Stoga nije ni čudo što ostavljaju jadni atom vodika bez ikakvog elektronskog okruženja.
Ali vodonik možda restaurirati- prihvatiti elektrone. To se događa ako u reakciji s njim sudjeluju alkalni metali ili kalcij, kod kojih je elektronegativnost manja od vodonika.
