2H2 + O2 ––> 2H2O

stężenia wodoru, tlenu i wody zmieniają się w różnym stopniu: ΔC(H2) = ΔC(H2O) = 2 ΔC(O2).

Szybkość reakcji chemicznej zależy od wielu czynników: charakteru reagentów, ich stężenia, temperatury, rodzaju rozpuszczalnika itp.

2.1.1 Równanie kinetyczne reakcji chemicznej. Kolejność reakcji.

Jednym z zadań stojących przed kinetyką chemiczną jest określenie składu mieszaniny reakcyjnej (czyli stężeń wszystkich odczynników) w dowolnym momencie, dla czego konieczna jest znajomość zależności szybkości reakcji od stężeń. Ogólnie rzecz biorąc, im większe stężenie reagentów, tym większa szybkość reakcji chemicznej. Kinetyka chemiczna opiera się na tzw. podstawowy postulat kinetyki chemicznej:

Szybkość reakcji chemicznej jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężeń substancji reagujących, podniesionych do określonych potęg.

To znaczy dla reakcji

aA + bB + dD + . ––> eE+ .

można zapisać:

Współczynnik proporcjonalności k jest stałą szybkości reakcji chemicznej. Stała szybkości jest liczbowo równa szybkości reakcji przy stężeniach wszystkich reagentów równych 1 mol/l.

Zależność szybkości reakcji od stężenia reagentów wyznacza się eksperymentalnie i nazywa się ją równaniem kinetycznym reakcji chemicznej. Oczywiście, aby zapisać równanie kinetyczne, należy doświadczalnie wyznaczyć wartość stałej szybkości i wykładników przy stężeniach reagujących substancji. Wykładnik przy stężeniu każdego z reagentów w równaniu kinetycznym reakcji chemicznej (w równaniu (II.4) odpowiednio x, y i z) jest szczególnym porządkiem reakcji dla tego składnika. Suma wykładników równania kinetycznego reakcji chemicznej (x + y + z) reprezentuje ogólny porządek reakcji. Należy podkreślić, że kolejność reakcji wyznaczana jest wyłącznie na podstawie danych eksperymentalnych i nie jest powiązana ze współczynnikami stechiometrycznymi reagentów w równaniu reakcji. Równanie stechiometryczne reakcji jest równaniem bilansu materiałowego i w żaden sposób nie może określić charakteru przebiegu tej reakcji w czasie.

W kinetyce chemicznej zwyczajowo klasyfikuje się reakcje według wielkości ogólnego rzędu reakcji. Rozważmy zależność stężenia reagentów od czasu dla nieodwracalnych (jednostronnych) reakcji zerowego, pierwszego i drugiego rzędu.

2.1.2 Reakcje rzędu zerowego

Dla reakcji zerowego rzędu równanie kinetyczne ma następującą postać:

Szybkość reakcji zerowego rzędu jest stała w czasie i nie zależy od stężenia reagentów; Jest to typowe dla wielu reakcji heterogenicznych (zachodzących na granicy faz) w przypadku, gdy szybkość dyfuzji reagentów na powierzchnię jest mniejsza niż szybkość ich przemian chemicznych.

2.1.3 Reakcje pierwszego rzędu

Rozważmy zależność stężenia substancji wyjściowej A od czasu dla przypadku reakcji pierwszego rzędu A ––> B. Reakcje pierwszego rzędu charakteryzują się równaniem kinetycznym postaci (II.6). Podstawmy do niego wyrażenie (II.2):

(II.7)

Po całkowaniu wyrażenia (II.7) otrzymujemy:

Stałą całkowania g wyznaczamy z warunków początkowych: w chwili t = 0 stężenie C jest równe początkowemu stężeniu Co. Wynika z tego, że g = ln Co. Otrzymujemy:

Ryż. 2.3 Zależność logarytmu stężenia od czasu dla reakcji pierwszego rzędu

Zatem logarytm stężenia dla reakcji pierwszego rzędu zależy liniowo od czasu (rys. 2.3), a stała szybkości jest liczbowo równa tangensowi kąta nachylenia prostej do osi czasu.

Z równania (II.9) łatwo otrzymać wyrażenie na stałą szybkości jednokierunkowej reakcji pierwszego rzędu:

Inną kinetyczną cechą reakcji jest okres półtrwania t1/2 - czas, w którym stężenie substancji wyjściowej zmniejsza się o połowę w porównaniu z oryginałem. Wyraźmy t1/2 dla reakcji pierwszego rzędu, biorąc pod uwagę, że C = ½Co:

(II.12)

Jak widać z otrzymanego wyrażenia, okres półtrwania reakcji pierwszego rzędu nie zależy od początkowego stężenia substancji wyjściowej.

2.1.4 Reakcje drugiego rzędu

Dla reakcji drugiego rzędu równanie kinetyczne ma następującą postać:

Rozważmy najprostszy przypadek, gdy równanie kinetyczne ma postać (II.14) lub, co jest to samo, w równaniu postaci (II.15) stężenia substancji wyjściowych są takie same; równanie (II.14) w tym przypadku można przepisać w następujący sposób:

(II.16)

Po rozdzieleniu zmiennych i całkowaniu otrzymujemy:

Stałą całkowania g, podobnie jak w poprzednim przypadku, wyznacza się na podstawie warunków początkowych. Otrzymujemy:

Zatem dla reakcji drugiego rzędu z równaniem kinetycznym postaci (II.14) charakterystyczna jest liniowa zależność odwrotnego stężenia od czasu (ryc. 2.4), a stała szybkości jest równa tangensowi kąta nachylenia linii prostej do osi czasu:

(II.20)

Ryż. 2.4 Zależność odwrotnego stężenia od czasu dla reakcji drugiego rzędu

Jeżeli początkowe stężenia reagentów Co, A i Co, B są różne, wówczas stałą szybkości reakcji wyznacza się poprzez całkowanie równania (II.21), w którym CA i CB są stężeniami reagentów w chwili t od początku reakcji:

(II.21)

W tym przypadku dla stałej szybkości otrzymujemy wyrażenie

2. Zapisz równanie kinetyczne reakcji: 2H2 + O2 = 2H2O. 3. Ile razy wzrośnie szybkość reakcji, jeśli współczynnik temperaturowy wyniesie 3, a temperatura wzrośnie o 30 stopni? 4. Gdy temperatura wzrośnie o 40 stopni, szybkość reakcji wzrasta 16 razy. Wyznacz współczynnik temperaturowy.

Zdjęcie 12 z prezentacji „Szybkość reakcji” na lekcje chemii na temat „Reakcje”

Wymiary: 960 x 720 pikseli, format: jpg. Aby pobrać darmowy obraz do lekcji chemii, kliknij obraz prawym przyciskiem myszy i kliknij „Zapisz obraz jako...”. Aby wyświetlić zdjęcia na lekcji, możesz także bezpłatnie pobrać całą prezentację „Reaction Speed.ppt” ze wszystkimi obrazkami w archiwum zip. Rozmiar archiwum wynosi 15 KB.

Pobierz prezentację

Reakcje

„Szybkość reakcji” - Czynniki wpływające na prędkość. Co badaliśmy? Wpływ stężenia reagentów (dla układów jednorodnych) 3. rząd. Temperatura. Co decyduje o szybkości reakcji? 2. Zapisz równanie kinetyczne reakcji: 2H2 + O2 = 2H2O. Obecność katalizatorów lub inhibitorów. Rozwiązywanie problemów. Katalizatory i kataliza.

„Prawo zachowania masy substancji” - 1673. Prawo zachowania masy substancji. Indeks. Indeks pokazuje liczbę atomów w jednostce wzoru substancji. Podobnie jak Boyle, rosyjski naukowiec eksperymentował z zapieczętowanymi retortami. 1789 Gimnazjum Ogólnokształcące nr 36 im. Kazybeka bi. Roberta Boyle’a. Współczynnik. 5n2o. 1748 Wzór chemiczny. Cele zajęć: Edukacyjne - doświadczalne udowodnienie prawa zachowania masy substancji.

„Przemiany radioaktywne” – Kamienie milowe historii. Nie, to liczba jąder radioaktywnych w momencie początkowym. t – czas zaniku. Prawo rozpadu promieniotwórczego. Doświadczenie. Co to jest okres półtrwania? T-okres półtrwania. Badania Rutherforda. Wnioski z przepisów. Atomy substancji promieniotwórczej podlegają samoistnym modyfikacjom. Prehistoria badań radioaktywności.

„Zadania praktyczne dotyczące reakcji chemicznych” – PPG. H2 – Gaz, bezbarwny, bezwonny, lżejszy od powietrza. 4) Czarny CuO zmienia kolor na czerwony, na ściankach probówki tworzy się H2O. Probówki. 2) Czysty H2 eksploduje głuchym trzaskiem, H2 z zanieczyszczeniami – szczekaniem. 3kcns+feci3=3kci+fe(cns)3 wymiana. AI+HCI. Cu. Zn+H2SO4 = Podstawienie ZnSO4+H2. Lampka alkoholowa. Zaobserwowano oznaki reakcji chemicznych.

„Reakcje” – pojawienie się zapachu. Podaj podstawową wiedzę na temat reakcji chemicznej. Uwolnienie gazu. Sprzęt: Roztwory - kwas solny i woda wapienna, kawałek marmuru. Sprawdzanie pracy domowej. Podaj przykłady substancji złożonych? Rola chemii w życiu człowieka. Tworzenie się osadu. Wydzielanie lub pochłanianie ciepła.

„Teoria dysocjacji elektrolitycznej” - Wszystkie proste substancje, wszystkie tlenki i niektóre kwasy, zasady i sole. Svante Arrhenius. Substancje w roztworach. Substancje posiadające jonowe i kowalencyjne wiązania polarne. Teoria dysocjacji elektrolitycznej (TED). II stanowisko TED. Substancje posiadające wiązanie kowalencyjne: Orientacja dipoli wody, hydratacja? jonizacja? dysocjacja.

W sumie dostępnych jest 28 prezentacji w tej tematyce

Woda (tlenek wodoru) to binarny związek nieorganiczny o wzorze chemicznym H 2 O. Cząsteczka wody składa się z dwóch atomów wodoru i jednego atomu tlenu, które są połączone wiązaniem kowalencyjnym.

Nadtlenek wodoru.

Fizyczne i chemiczne właściwości

O właściwościach fizycznych i chemicznych wody decyduje budowa chemiczna, elektronowa i przestrzenna cząsteczek H 2 O.

Atomy H i O w cząsteczce H 2 0 znajdują się na stabilnych stopniach utlenienia, odpowiednio +1 i -2; dlatego woda nie wykazuje wyraźnych właściwości utleniających i redukujących. Uwaga: w wodorkach metali wodór znajduje się na stopniu utlenienia -1.

Cząsteczka H2O ma budowę kątową. Wiązania H-O są bardzo polarne. Na atomie O występuje nadmierny ładunek ujemny, a na atomach H nadmiar ładunków dodatnich. Ogólnie cząsteczka H2O jest polarna, tj. dipol. Wyjaśnia to fakt, że woda jest dobrym rozpuszczalnikiem substancji jonowych i polarnych.

Obecność nadmiernych ładunków na atomach H i O, a także wolnych par elektronów na atomach O, powoduje powstawanie wiązań wodorowych pomiędzy cząsteczkami wody, w wyniku czego łączą się one w asocjaty. Istnienie tych związków wyjaśnia anomalnie wysokie wartości tt. itp. kip. woda.

Wraz z powstawaniem wiązań wodorowych efektem wzajemnego oddziaływania cząsteczek H 2 O na siebie jest ich samojonizacja:
W jednej cząsteczce następuje heterolityczne rozszczepienie polarnego wiązania OH, a uwolniony proton przyłącza się do atomu tlenu innej cząsteczki. Powstały jon hydroniowy H 3 O + jest zasadniczo uwodnionym jonem wodorowym H + H 2 O, więc równanie samojonizacji wody jest uproszczone w następujący sposób:

H 2 O ↔ H + + OH -

Stała dysocjacji wody jest niezwykle mała:

Oznacza to, że woda bardzo słabo dysocjuje na jony, w związku z czym stężenie niezdysocjowanych cząsteczek H 2 O jest prawie stałe:

W czystej wodzie [H + ] = [OH - ] = 10 -7 mol/l. Oznacza to, że woda jest bardzo słabym elektrolitem amfoterycznym, nie wykazującym w zauważalnym stopniu właściwości ani kwasowych, ani zasadowych.
Woda ma jednak silne działanie jonizujące na rozpuszczone w niej elektrolity. Pod wpływem dipoli wody polarne wiązania kowalencyjne w cząsteczkach rozpuszczonych substancji zamieniają się w jonowe, jony ulegają uwodnieniu, wiązania między nimi ulegają osłabieniu, co powoduje dysocjację elektrolityczną. Na przykład:
HCl + H 2 O - H 3 O + + Cl -

(silny elektrolit)

(lub bez uwzględnienia uwodnienia: HCl → H + + Cl -)

CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H + (słaby elektrolit)

(lub CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +)

Zgodnie z teorią kwasów i zasad Brønsteda-Lowry'ego, w procesach tych woda wykazuje właściwości zasady (akceptora protonów). Według tej samej teorii woda pełni rolę kwasu (donora protonów) w reakcjach np. z amoniakiem i aminami:

NH3 + H2O ↔ NH4 + + OH -

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

Reakcje redoks z udziałem wody

I. Reakcje, w których woda pełni rolę utleniacza

Reakcje te są możliwe tylko przy zastosowaniu silnych środków redukujących, które są w stanie zredukować jony wodorowe zawarte w cząsteczkach wody do wolnego wodoru.

1) Interakcja z metalami

a) W normalnych warunkach H 2 O oddziałuje tylko z zasadami. i ziemia alkaliczna. metale:

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

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

b) W wysokich temperaturach H 2 O reaguje z niektórymi innymi metalami, na przykład:

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

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

c) Al i Zn wypierają H2 z wody w obecności zasad:

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

2) Oddziaływanie z niemetalami o niskim EO (reakcje zachodzą w trudnych warunkach)

C + H + 2 O \u003d CO + H 0 2 („gaz wodny”)

2P + 6H + 2O = 2HPO3 + 5H 0 2

W obecności zasad krzem wypiera wodór z wody:

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

3) Oddziaływanie z wodorkami metali

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

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

4) Interakcja z tlenkiem węgla i metanem

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

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

Reakcje wykorzystuje się w przemyśle do produkcji wodoru.

II. Reakcje, w których woda pełni rolę reduktora

Reakcje te są możliwe tylko przy użyciu bardzo silnych utleniaczy, które są w stanie utlenić tlen CO CO -2 będący częścią wody, do wolnego tlenu O 2 lub do anionów nadtlenkowych 2-. W wyjątkowym przypadku (w reakcji z F2) z CO powstaje tlen. +2.

1) Interakcja z fluorem

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

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

2) Oddziaływanie z tlenem atomowym

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

3) Interakcja z chlorem

Przy wysokim T zachodzi reakcja odwracalna

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

III. Reakcje utleniania wewnątrzcząsteczkowego - redukcja wody.

Pod wpływem prądu elektrycznego lub wysokiej temperatury woda może rozkładać się na wodór i tlen:

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

Rozkład termiczny jest procesem odwracalnym; Stopień rozkładu termicznego wody jest niski.

Reakcje nawodnienia

I. Uwodnienie jonów. Jony powstające podczas dysocjacji elektrolitów w roztworach wodnych przyłączają pewną liczbę cząsteczek wody i występują w postaci uwodnionych jonów. Niektóre jony tworzą tak silne wiązania z cząsteczkami wody, że ich hydraty mogą istnieć nie tylko w roztworze, ale także w stanie stałym. Wyjaśnia to powstawanie krystalicznych hydratów, takich jak CuSO4 · 5H 2 O, FeSO 4 · 7H 2 O itp., a także kompleksów wodnych: CI 3, Br 4 itp.

II. Uwodnienie tlenków

III. Hydratacja związków organicznych zawierających wiązania wielokrotne

Reakcje hydrolizy

I. Hydroliza soli

Odwracalna hydroliza:

a) przez kation soli

Fe 3+ + H 2O = FeOH 2+ + H +; (środowisko kwaśne. pH

b) według anionu soli

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

c) przez kation i anion soli

NH 4 + + CH 3 COO - + H 2 O = NH 4 OH + CH 3 COOH (środowisko zbliżone do neutralnego)

Nieodwracalna hydroliza:

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

II. Hydroliza węglików metali

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. Hydroliza krzemków, azotków, fosforków

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

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

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

IV. Hydroliza halogenów

Cl2 + H2O = HCl + HClO

Br2 + H2O = HBr + HBrO

V. Hydroliza związków organicznych

Klasy substancji organicznych	Produkty hydrolizy (organiczne)
Haloalkany (halogenki alkilu)
Halogenki arylu
Dihaloalkany	Aldehydy lub ketony
Alkoholany metali
Halogenki kwasów karboksylowych	Kwasy karboksylowe
Bezwodniki kwasów karboksylowych	Kwasy karboksylowe
Złożone etery kwasów karboksylowych	Kwasy karboksylowe i alkohole
	Glicerol i wyższe kwasy karboksylowe
Di- i polisacharydy	Monosacharydy
Peptydy i białka	α-aminokwasy
Kwasy nukleinowe

§3. Równanie reakcji i sposób jego zapisu

Interakcja wodór Z tlen, jak ustalił Sir Henry Cavendish, prowadzi do powstawania wody. Użyjmy tego prostego przykładu, aby nauczyć się komponować równania reakcji chemicznych.
Co wychodzi wodór I tlen, już wiemy:

H 2 + O 2 → H 2 O

Weźmy teraz pod uwagę, że atomy pierwiastków chemicznych w reakcjach chemicznych nie znikają i nie pojawiają się z niczego, nie przekształcają się w siebie, ale łączyć w nowe kombinacje, tworząc nowe cząsteczki. Oznacza to, że w równaniu reakcji chemicznej musi znajdować się taka sama liczba atomów każdego typu zanim reakcje ( lewy od znaku równości) i Po koniec reakcji ( po prawej od znaku równości), w ten sposób:

2H 2 + O 2 = 2H 2 O

To jest to równanie reakcji - warunkowa rejestracja zachodzącej reakcji chemicznej za pomocą wzorów substancji i współczynników.

Oznacza to, że w danej reakcji dwa mole wodór musi zareagować jeden kret tlen, a wynik będzie dwa mole woda.

Interakcja wodór Z tlen- wcale nie jest to prosty proces. Prowadzi to do zmiany stopnia utlenienia tych pierwiastków. Aby wybrać współczynniki w takich równaniach, zwykle używają „ waga elektroniczna".

Kiedy woda powstaje z wodoru i tlenu, oznacza to, że wodór zmienił stopień utlenienia z 0 zanim +ja, A tlen- z 0 zanim −II. W tym przypadku kilka przeszło z atomów wodoru do atomów tlenu. (N) elektrony:

Służą tu elektrony oddające wodór Środek redukujący, a elektrony akceptujące tlen to Środek utleniający.

Utleniacze i reduktory

Zobaczmy teraz, jak osobno wyglądają procesy oddawania i odbierania elektronów. Wodór, spotykając się z „rabującym” tlenem, traci wszystkie swoje aktywa - dwa elektrony, a jego stopień utlenienia staje się równy +ja:

H. 2 0 - 2 mi− = 2Н + I

Stało się równanie półreakcji utleniania wodór.

I bandyta tlen O 2 pobierając ostatnie elektrony z nieszczęsnego wodoru, jest bardzo zadowolony ze swojego nowego stopnia utlenienia -II:

O 2 + 4 mi− = 2O − II

Ten równanie półreakcji redukcji tlen.

Pozostaje dodać, że zarówno „bandyta”, jak i jego „ofiara” utracili swoją chemiczną indywidualność i są zbudowani z prostych substancji - gazów z cząsteczkami dwuatomowymi H 2 I O 2 zamienione w składniki nowej substancji chemicznej - woda H2O.

Dalej będziemy rozumować w następujący sposób: ile elektronów środek redukujący dał bandycie utleniającemu, tyle elektronów otrzymał. Liczba elektronów oddanych przez środek redukujący musi być równa liczbie elektronów przyjętych przez środek utleniający.

Więc jest to konieczne wyrównać liczbę elektronów w pierwszej i drugiej połowie reakcji. W chemii przyjmuje się następującą konwencjonalną formę pisania równań reakcji półreakcji:

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

W tym przypadku liczby 2 i 1 po lewej stronie nawiasu klamrowego to czynniki, które pomogą zapewnić, że liczba oddanych i odebranych elektronów będzie równa. Weźmy pod uwagę, że w równaniach reakcji półreakcji podane są 2 elektrony, a przyjęte 4. Aby zrównać liczbę przyjętych i podanych elektronów, znajdź najmniejszą wspólną wielokrotność i dodatkowe współczynniki. W naszym przypadku najmniejszą wspólną wielokrotnością jest 4. Dodatkowe współczynniki dla wodoru wyniosą 2 (4:2 = 2), a dla tlenu - 1 (4:4 = 1)
Otrzymane mnożniki posłużą jako współczynniki przyszłego równania reakcji:

2H 2 0 + O 2 0 = 2H 2 +I O -II

Wodór utlenia się nie tylko podczas spotkań tlen. Działają na wodór mniej więcej w ten sam sposób. fluor F 2, halogen i znany „złodziej” i pozornie nieszkodliwy azot N 2:

H. 2 0 + fa 2 0 = 2H +I fa –I

3H 2 0 + N 2 0 = 2N -III H. 3 +I

W tym przypadku się okazuje fluorowodór HF Lub amoniak NH 3.

W obu związkach stopień utlenienia wynosi wodór staje się równy +ja, ponieważ zyskuje molekularnych partnerów, którzy są „chciwi” na cudze dobra elektroniczne, o wysokiej elektroujemności - fluor F I azot N. U azot wartość elektroujemności uważa się za równą trzem konwencjonalnym jednostkom, oraz fluorek Ogólnie rzecz biorąc, najwyższa elektroujemność spośród wszystkich pierwiastków chemicznych wynosi cztery jednostki. Nic więc dziwnego, że pozostawili biedny atom wodoru bez żadnego środowiska elektronicznego.

Ale wodór Może przywrócić- przyjmują elektrony. Dzieje się tak, jeśli w reakcji z nim biorą udział metale alkaliczne lub wapń, które mają niższą elektroujemność niż wodór.