2H2 + O2 ––> 2H2O

die Konzentrationen von Wasserstoff, Sauerstoff und Wasser ändern sich unterschiedlich stark: ΔC(H2) = ΔC(H2O) = 2 ΔC(O2).

Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion hängt von vielen Faktoren ab: der Art der Reaktanten, ihrer Konzentration, Temperatur, der Art des Lösungsmittels usw.

2.1.1 Kinetische Gleichung einer chemischen Reaktion. Reihenfolge der Reaktion.

Eine der Aufgaben der chemischen Kinetik besteht darin, die Zusammensetzung des Reaktionsgemisches (d. h. die Konzentrationen aller Reagenzien) zu jedem Zeitpunkt zu bestimmen, wofür es notwendig ist, die Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von den Konzentrationen zu kennen. Im Allgemeinen ist die Geschwindigkeit der chemischen Reaktion umso höher, je höher die Konzentration der Reaktanten ist. Die chemische Kinetik basiert auf dem sogenannten. das Grundpostulat der chemischen Kinetik:

Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion ist in bestimmten Potenzen direkt proportional zum Produkt der Konzentrationen der reagierenden Substanzen.

Das heißt, für die Reaktion

aA + bB + dD + . ––> eE + .

kann geschrieben werden:

Der Proportionalitätskoeffizient k ist die Geschwindigkeitskonstante einer chemischen Reaktion. Die Geschwindigkeitskonstante ist numerisch gleich der Reaktionsgeschwindigkeit bei Konzentrationen aller Reaktanten von 1 mol/l.

Die Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von den Konzentrationen der Reaktanten wird experimentell ermittelt und als kinetische Gleichung einer chemischen Reaktion bezeichnet. Um die kinetische Gleichung aufzustellen, ist es natürlich notwendig, den Wert der Geschwindigkeitskonstante und der Exponenten bei den Konzentrationen der reagierenden Substanzen experimentell zu bestimmen. Der Exponent bei der Konzentration jedes einzelnen Reaktanten in der kinetischen Gleichung einer chemischen Reaktion (in Gleichung (II.4) x, y bzw. z) ist die jeweilige Reihenfolge der Reaktion für diese Komponente. Die Summe der Exponenten in der kinetischen Gleichung einer chemischen Reaktion (x + y + z) stellt die Gesamtordnung der Reaktion dar. Es sollte betont werden, dass die Reaktionsordnung nur aus experimentellen Daten bestimmt wird und nicht mit den stöchiometrischen Koeffizienten der Reaktanten in der Reaktionsgleichung zusammenhängt. Die stöchiometrische Gleichung einer Reaktion ist eine Stoffbilanzgleichung und kann in keiner Weise den zeitlichen Verlauf dieser Reaktion bestimmen.

In der chemischen Kinetik ist es üblich, Reaktionen nach der Größe der Gesamtreaktionsordnung zu klassifizieren. Betrachten wir die Abhängigkeit der Konzentration der Reaktanten von der Zeit für irreversible (einseitige) Reaktionen nullter, erster und zweiter Ordnung.

2.1.2 Reaktionen nullter Ordnung

Für Reaktionen nullter Ordnung hat die kinetische Gleichung die folgende Form:

Die Geschwindigkeit einer Reaktion nullter Ordnung ist über die Zeit konstant und hängt nicht von den Konzentrationen der Reaktanten ab; Dies ist typisch für viele heterogene Reaktionen (die an der Phasengrenzfläche stattfinden), wenn die Diffusionsgeschwindigkeit von Reagenzien an die Oberfläche geringer ist als die Geschwindigkeit ihrer chemischen Umwandlung.

2.1.3 Reaktionen erster Ordnung

Betrachten wir die Zeitabhängigkeit der Konzentration des Ausgangsstoffes A für den Fall einer Reaktion erster Ordnung A ––> B. Reaktionen erster Ordnung werden durch eine kinetische Gleichung der Form (II.6) charakterisiert. Ersetzen wir darin den Ausdruck (II.2):

(II.7)

Nach der Integration des Ausdrucks (II.7) erhalten wir:

Wir bestimmen die Integrationskonstante g aus den Anfangsbedingungen: Zum Zeitpunkt t = 0 ist die Konzentration von C gleich der Anfangskonzentration von Co. Daraus folgt, dass g = ln Co. Wir bekommen:

Reis. 2.3 Abhängigkeit des Logarithmus der Konzentration von der Zeit für Reaktionen erster Ordnung

Somit hängt der Logarithmus der Konzentration für eine Reaktion erster Ordnung linear von der Zeit ab (Abb. 2.3) und die Geschwindigkeitskonstante ist numerisch gleich dem Tangens des Neigungswinkels der Geraden zur Zeitachse.

Aus Gleichung (II.9) lässt sich leicht ein Ausdruck für die Geschwindigkeitskonstante einer Einwegreaktion erster Ordnung erhalten:

Ein weiteres kinetisches Merkmal der Reaktion ist die Halbwertszeit t1/2 – die Zeit, in der die Konzentration des Ausgangsstoffes im Vergleich zum Original um die Hälfte abnimmt. Drücken wir t1/2 für eine Reaktion erster Ordnung aus und berücksichtigen dabei, dass C = ½Co:

(II.12)

Wie aus dem resultierenden Ausdruck ersichtlich ist, hängt die Halbwertszeit der Reaktion erster Ordnung nicht von der Anfangskonzentration der Ausgangssubstanz ab.

2.1.4 Reaktionen zweiter Ordnung

Für Reaktionen zweiter Ordnung hat die kinetische Gleichung die folgende Form:

Betrachten wir den einfachsten Fall, wenn die kinetische Gleichung die Form (II.14) hat oder, was dasselbe ist, in einer Gleichung der Form (II.15) die Konzentrationen der Ausgangsstoffe gleich sind; Gleichung (II.14) kann in diesem Fall wie folgt umgeschrieben werden:

(II.16)

Nach Variablentrennung und Integration erhalten wir:

Die Integrationskonstante g wird wie im vorherigen Fall aus den Anfangsbedingungen bestimmt. Wir bekommen:

Somit ist für Reaktionen zweiter Ordnung mit einer kinetischen Gleichung der Form (II.14) eine lineare Abhängigkeit der inversen Konzentration von der Zeit charakteristisch (Abb. 2.4) und die Geschwindigkeitskonstante ist gleich dem Tangens des Neigungswinkels der Geraden zur Zeitachse:

(II.20)

Reis. 2.4 Abhängigkeit der umgekehrten Konzentration von der Zeit für Reaktionen zweiter Ordnung

Wenn die Anfangskonzentrationen der Reaktanten Co, A und Co, B unterschiedlich sind, dann wird die Redurch Integration von Gleichung (II.21) ermittelt, in der CA und CB die Konzentrationen der Reaktanten zum Zeitpunkt t vom Start an sind der Reaktion:

(II.21)

In diesem Fall erhalten wir für die Geschwindigkeitskonstante den Ausdruck

2. Schreiben Sie die kinetische Gleichung für die Reaktion auf: 2H2 + O2 = 2H2O. 3. Wie oft erhöht sich die Reaktionsgeschwindigkeit, wenn der Temperaturkoeffizient 3 beträgt und die Temperatur um 30 Grad erhöht wird? 4. Wenn die Temperatur um 40 Grad steigt, erhöht sich die Reaktionsgeschwindigkeit um das 16-fache. Bestimmen Sie den Temperaturkoeffizienten.

Bild 12 aus dem Vortrag „Reaktionsgeschwindigkeit“ für den Chemieunterricht zum Thema „Reaktionen“

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Reaktionen

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Wasser (Wasserstoffoxid) ist eine binäre anorganische Verbindung mit der chemischen Formel H 2 O. Ein Wassermolekül besteht aus zwei Wasserstoffatomen und einem Sauerstoffatom, die durch eine kovalente Bindung verbunden sind.

Wasserstoffperoxid.

Physikalische und chemische Eigenschaften

Die physikalischen und chemischen Eigenschaften von Wasser werden durch die chemische, elektronische und räumliche Struktur der H 2 O-Moleküle bestimmt.

Die H- und O-Atome im H 2 0-Molekül befinden sich in ihren stabilen Oxidationsstufen +1 bzw. -2; Daher weist Wasser keine ausgeprägten oxidierenden oder reduzierenden Eigenschaften auf. Bitte beachten Sie: In Metallhydriden liegt Wasserstoff in der Oxidationsstufe -1 vor.

Das H 2 O-Molekül hat eine eckige Struktur. H-O-Bindungen sind sehr polar. Es gibt eine überschüssige negative Ladung am O-Atom und einen überschüssigen positiven Ladungsanteil an den H-Atomen. Im Allgemeinen ist das H 2 O-Molekül polar, d. h. Dipol. Dies erklärt die Tatsache, dass Wasser ein gutes Lösungsmittel für ionische und polare Stoffe ist.

Das Vorhandensein überschüssiger Ladungen an den H- und O-Atomen sowie freier Elektronenpaare an den O-Atomen führt zur Bildung von Wasserstoffbrückenbindungen zwischen Wassermolekülen, wodurch sie sich zu Assoziaten verbinden. Die Existenz dieser Partner erklärt die ungewöhnlich hohen MP-Werte. usw. kip. Wasser.

Neben der Bildung von Wasserstoffbrückenbindungen ist das Ergebnis der gegenseitigen Beeinflussung von H 2 O-Molekülen aufeinander ihre Selbstionisierung:
In einem Molekül kommt es zu einer heterolytischen Spaltung der polaren O-H-Bindung und das freigesetzte Proton lagert sich an das Sauerstoffatom eines anderen Moleküls an. Das resultierende Hydroniumion H 3 O + ist im Wesentlichen ein hydratisiertes Wasserstoffion H + H 2 O, daher wird die Selbstionisierungsgleichung für Wasser wie folgt vereinfacht:

H 2 O ↔ H + + OH -

Die Dissoziationskonstante von Wasser ist extrem klein:

Dies weist darauf hin, dass Wasser nur sehr geringfügig in Ionen dissoziiert und daher die Konzentration der undissoziierten H 2 O-Moleküle nahezu konstant ist:

In reinem Wasser ist [H + ] = [OH - ] = 10 -7 mol/l. Das bedeutet, dass Wasser ein sehr schwacher amphoterer Elektrolyt ist, der weder nennenswert saure noch basische Eigenschaften aufweist.
Allerdings hat Wasser eine starke ionisierende Wirkung auf die darin gelösten Elektrolyte. Unter dem Einfluss von Wasserdipolen werden polare kovalente Bindungen in den Molekülen gelöster Substanzen in ionische Bindungen umgewandelt, die Ionen werden hydratisiert, die Bindungen zwischen ihnen werden geschwächt, was zu einer elektrolytischen Dissoziation führt. Zum Beispiel:
HCl + H 2 O - H 3 O + + Cl -

(starker Elektrolyt)

(oder ohne Berücksichtigung der Hydratation: HCl → H + + Cl -)

CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H + (schwacher Elektrolyt)

(oder CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +)

Nach der Brønsted-Lowry-Theorie der Säuren und Basen weist Wasser bei diesen Prozessen die Eigenschaften einer Base (Protonenakzeptor) auf. Nach derselben Theorie fungiert Wasser bei Reaktionen beispielsweise mit Ammoniak und Aminen als Säure (Protonendonor):

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + + OH -

CH 3 NH 2 + H 2 O ↔ CH 3 NH 3 + + OH -

Redoxreaktionen mit Beteiligung von Wasser

I. Reaktionen, bei denen Wasser die Rolle eines Oxidationsmittels spielt

Diese Reaktionen sind nur mit starken Reduktionsmitteln möglich, die in der Lage sind, die in Wassermolekülen enthaltenen Wasserstoffionen zu freiem Wasserstoff zu reduzieren.

1) Wechselwirkung mit Metallen

a) Unter normalen Bedingungen interagiert H 2 O nur mit der Lücke. und Erdalkali. Metalle:

2Na + 2H + 2 O = 2NaOH + H 0 2

Ca + 2H + 2 O = Ca(OH) 2 + H 0 2

b) Bei hohen Temperaturen reagiert H 2 O mit einigen anderen Metallen, zum Beispiel:

Mg + 2H + 2 O = Mg(OH) 2 + H 0 2

3Fe + 4H + 2 O = Fe 2 O 4 + 4H 0 2

c) Al und Zn verdrängen in Gegenwart von Alkalien H2 aus Wasser:

2Al + 6H + 2 O + 2NaOH = 2Na + 3H 0 2

2) Wechselwirkung mit Nichtmetallen mit niedrigem EO (Reaktionen finden unter rauen Bedingungen statt)

C + H + 2 O = CO + H 0 2 („Wassergas“)

2P + 6H + 2 O = 2HPO 3 + 5H 0 2

In Gegenwart von Alkalien verdrängt Silizium Wasserstoff aus Wasser:

Si + H + 2 O + 2NaOH = Na 2 SiO 3 + 2H 0 2

3) Wechselwirkung mit Metallhydriden

NaH + H + 2 O = NaOH + H 0 2

CaH 2 + 2H + 2 O = Ca(OH) 2 + 2H 0 2

4) Wechselwirkung mit Kohlenmonoxid und Methan

CO + H + 2 O = CO 2 + H 0 2

2CH 4 + O 2 + 2H + 2 O = 2CO 2 + 6H 0 2

Die Reaktionen werden industriell zur Herstellung von Wasserstoff genutzt.

II. Reaktionen, bei denen Wasser die Rolle eines Reduktionsmittels spielt

Diese Reaktionen sind nur mit sehr starken Oxidationsmitteln möglich, die in der Lage sind, den im Wasser enthaltenen Sauerstoff CO CO -2 zu freiem Sauerstoff O 2 oder zu Peroxidanionen 2- zu oxidieren. In Ausnahmefällen (bei einer Reaktion mit F 2) entsteht Sauerstoff mit c o. +2.

1) Wechselwirkung mit Fluor

2F 2 + 2H 2 O -2 = O 0 2 + 4HF

2F 2 + H 2 O -2 = O +2 F 2 + 2HF

2) Wechselwirkung mit atomarem Sauerstoff

H 2 O -2 + O = H 2 O - 2

3) Wechselwirkung mit Chlor

Bei hoher T kommt es zu einer reversiblen Reaktion

2Cl 2 + 2H 2 O -2 = O 0 2 + 4HCl

III. Reaktionen der intramolekularen Oxidation – Reduktion von Wasser.

Unter dem Einfluss von elektrischem Strom oder hoher Temperatur kann Wasser in Wasserstoff und Sauerstoff zerfallen:

2H + 2 O -2 = 2H 0 2 + O 0 2

Die thermische Zersetzung ist ein reversibler Prozess; Der Grad der thermischen Zersetzung von Wasser ist gering.

Hydratationsreaktionen

I. Hydratation von Ionen. Bei der Dissoziation von Elektrolyten in wässrigen Lösungen entstehende Ionen binden eine bestimmte Anzahl von Wassermolekülen und liegen in Form hydratisierter Ionen vor. Einige Ionen bilden so starke Bindungen mit Wassermolekülen, dass ihre Hydrate nicht nur in Lösung, sondern auch im festen Zustand existieren können. Dies erklärt die Bildung kristalliner Hydrate wie CuSO4 · 5H 2 O, FeSO 4 · 7H 2 O usw. sowie von Aquakomplexen: CI 3, Br 4 usw.

II. Hydratation von Oxiden

III. Hydratisierung organischer Verbindungen mit Mehrfachbindungen

Hydrolysereaktionen

I. Hydrolyse von Salzen

Reversible Hydrolyse:

a) durch Salzkation

Fe 3+ + H 2 O = FeOH 2+ + H +; (saure Umgebung. pH-Wert

b) entsprechend dem Salzanion

CO 3 2- + H 2 O = HCO 3 - + OH -; (alkalisches Milieu. pH > 7)

c) durch Kation und Anion des Salzes

NH 4 + + CH 3 COO - + H 2 O = NH 4 OH + CH 3 COOH (nahezu neutraler Umgebung)

Irreversible Hydrolyse:

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S

II. Hydrolyse von Metallkarbiden

Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al(OH) 3 ↓ + 3CH 4 Netan

CaC 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + C 2 H 2 Acetylen

III. Hydrolyse von Siliziden, Nitriden, Phosphiden

Mg 2 Si + 4H 2 O = 2Mg(OH) 2 ↓ + SiH 4 Silan

Ca 3 N 2 + 6H 2 O = ZCa(OH) 2 + 2NH 3 Ammoniak

Cu 3 P 2 + 6H 2 O = 3Сu(OH) 2 + 2РН 3 Phosphin

IV. Hydrolyse von Halogenen

Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO

Br 2 + H 2 O = HBr + HBrO

V. Hydrolyse organischer Verbindungen

Klassen organischer Substanzen	Hydrolyseprodukte (organisch)
Haloalkane (Alkylhalogenide)
Arylhalogenide
Dihalogenalkane	Aldehyde oder Ketone
Metallalkoholate
Carbonsäurehalogenide	Carbonsäuren
Carbonsäureanhydride	Carbonsäuren
Komplexe Ether von Carbonsäuren	Carbonsäuren und Alkohole
	Glycerin und höhere Carbonsäuren
Di- und Polysaccharide	Monosaccharide
Peptide und Proteine	α-Aminosäuren
Nukleinsäuren

§3. Reaktionsgleichung und wie man sie schreibt

Interaktion Wasserstoff Mit Sauerstoff führt, wie Sir Henry Cavendish feststellte, zur Bildung von Wasser. Anhand dieses einfachen Beispiels lernen wir, wie man komponiert chemische Reaktionsgleichungen.
Was dabei herauskommt Wasserstoff Und Sauerstoff, Wir wissen es schon:

H 2 + O 2 → H 2 O

Bedenken wir nun, dass Atome chemischer Elemente bei chemischen Reaktionen nicht verschwinden und nicht aus dem Nichts auftauchen, sich nicht ineinander umwandeln, sondern in neuen Kombinationen kombinieren, wodurch neue Moleküle entstehen. Das bedeutet, dass in der Gleichung einer chemischen Reaktion von jeder Art gleich viele Atome vorhanden sein müssen Vor Reaktionen ( links vom Gleichheitszeichen) und nach das Ende der Reaktion ( rechts aus dem Gleichheitszeichen), etwa so:

2H 2 + O 2 = 2H 2 O

Das ist es Reaktionsgleichung - bedingte Erfassung einer laufenden chemischen Reaktion anhand von Stoffformeln und Koeffizienten.

Dies bedeutet, dass in der gegebenen Reaktion zwei Maulwürfe Wasserstoff muss mit reagieren ein Maulwurf Sauerstoff, und das Ergebnis wird sein zwei Maulwürfe Wasser.

Interaktion Wasserstoff Mit Sauerstoff– überhaupt kein einfacher Vorgang. Es führt zu einer Änderung der Oxidationsstufen dieser Elemente. Um Koeffizienten in solchen Gleichungen auszuwählen, verwenden sie normalerweise das „ elektronische Balance".

Wenn aus Wasserstoff und Sauerstoff Wasser entsteht, bedeutet das das Wasserstoffänderte seinen Oxidationszustand von 0 Vor +Ich, A Sauerstoff- aus 0 Vor −II. In diesem Fall gingen mehrere von Wasserstoffatomen zu Sauerstoffatomen über. (N) Elektronen:

Hier dient der Elektronen spendende Wasserstoff Reduktionsmittel, und Sauerstoff nimmt Elektronen auf Oxidationsmittel.

Oxidationsmittel und Reduktionsmittel

Sehen wir uns nun an, wie die Prozesse der Abgabe und Aufnahme von Elektronen getrennt voneinander aussehen. Wasserstoff Nachdem es dem „Räuber“ Sauerstoff begegnet ist, verliert es alle seine Vermögenswerte – zwei Elektronen, und seine Oxidationsstufe wird gleich +Ich:

N 2 0 − 2 e− = 2Н +I

Passiert Oxidationshalbreaktionsgleichung Wasserstoff.

Und der Bandit- Sauerstoff O 2 Nachdem er dem unglücklichen Wasserstoff die letzten Elektronen entzogen hat, ist er sehr zufrieden mit seiner neuen Oxidationsstufe -II:

O2+4 e− = 2O −II

Das Reduktionshalbreaktionsgleichung Sauerstoff.

Es bleibt hinzuzufügen, dass sowohl der „Bandit“ als auch sein „Opfer“ ihre chemische Individualität verloren haben und aus einfachen Substanzen bestehen – Gasen mit zweiatomigen Molekülen H 2 Und O 2 in Bestandteile einer neuen chemischen Substanz umgewandelt - Wasser H 2 O.

Weiter werden wir wie folgt argumentieren: Wie viele Elektronen hat das Reduktionsmittel dem oxidierenden Banditen gegeben, so viele Elektronen hat er erhalten. Die Anzahl der vom Reduktionsmittel abgegebenen Elektronen muss gleich der Anzahl der vom Oxidationsmittel aufgenommenen Elektronen sein.

Es ist also notwendig Gleichen Sie die Anzahl der Elektronen aus in der ersten und zweiten Halbreaktion. In der Chemie wird die folgende herkömmliche Form zum Schreiben von Halbreaktionsgleichungen akzeptiert:

	2 N 2 0 − 2 e− = 2Н +I
	1 O 2 0 + 4 e− = 2O −II

Hier sind die Zahlen 2 und 1 links von der geschweiften Klammer Faktoren, die dazu beitragen, dass die Anzahl der abgegebenen und empfangenen Elektronen gleich ist. Berücksichtigen wir, dass in den Halbreaktionsgleichungen 2 Elektronen gegeben und 4 akzeptiert sind. Um die Anzahl der akzeptierten und gegebenen Elektronen auszugleichen, ermitteln Sie das kleinste gemeinsame Vielfache und zusätzliche Faktoren. In unserem Fall ist das kleinste gemeinsame Vielfache 4. Die zusätzlichen Faktoren für Wasserstoff betragen 2 (4: 2 = 2) und für Sauerstoff - 1 (4: 4 = 1).
Die resultierenden Multiplikatoren dienen als Koeffizienten der zukünftigen Reaktionsgleichung:

2H 2 0 + O 2 0 = 2H 2 +I O −II

Wasserstoff oxidiert nicht nur beim Treffen mit Sauerstoff. Auf Wasserstoff wirken sie ungefähr gleich. Fluor F 2, ein Halogen und ein bekannter „Räuber“, und scheinbar harmlos Stickstoff N 2:

H 2 0 + F 2 0 = 2H +I F −I

3H 2 0 + N 2 0 = 2N −III H 3 +I

In diesem Fall stellt sich heraus Fluorwasserstoff HF oder Ammoniak NH 3.

In beiden Verbindungen beträgt die Oxidationsstufe Wasserstoff wird gleich +Ich, weil er Molekülpartner bekommt, die „gierig“ auf die elektronischen Güter anderer Leute sind, mit hoher Elektronegativität – Fluor F Und Stickstoff N. U Stickstoff der Wert der Elektronegativität wird als gleich drei konventionellen Einheiten angesehen, und Fluorid Im Allgemeinen beträgt die höchste Elektronegativität aller chemischen Elemente vier Einheiten. Kein Wunder also, dass sie das arme Wasserstoffatom ohne elektronische Umgebung zurückließen.

Aber Wasserstoff Vielleicht wiederherstellen- Elektronen aufnehmen. Dies geschieht, wenn an der Reaktion Alkalimetalle oder Calcium beteiligt sind, die eine geringere Elektronegativität als Wasserstoff aufweisen.