2Н2 + О2 ––> 2Н2О

koncentrationerna av väte, syre och vatten varierar i olika grad: ΔС(Н2) = ΔС(Н2О) = 2 ΔС(О2).

Hastigheten för en kemisk reaktion beror på många faktorer: reaktanternas natur, deras koncentration, temperatur, lösningsmedlets natur, etc.

2.1.1 Kinetisk ekvation för en kemisk reaktion. Reaktionsordning.

En av uppgifterna för kemisk kinetik är att bestämma sammansättningen av reaktionsblandningen (d.v.s. koncentrationerna av alla reaktanter) när som helst, för vilken det är nödvändigt att känna till reaktionshastighetens beroende av koncentrationer. I allmänhet gäller att ju högre koncentrationen av reaktanterna är, desto större är hastigheten för den kemiska reaktionen. Grunden för kemisk kinetik är den så kallade. grundläggande postulat för kemisk kinetik:

Hastigheten för en kemisk reaktion är direkt proportionell mot produkten av koncentrationerna av reaktanterna, taget i viss utsträckning.

dvs för reaktionen

aA + bB + dD+. ––> eE + .

kan skrivas:

Proportionalitetskoefficienten k är hastighetskonstanten för en kemisk reaktion. Hastighetskonstanten är numeriskt lika med reaktionshastigheten vid koncentrationer av alla reaktanter lika med 1 mol/L.

Reaktionshastighetens beroende av koncentrationerna av reaktanter bestäms experimentellt och kallas den kinetiska ekvationen för en kemisk reaktion. Uppenbarligen, för att skriva den kinetiska ekvationen, är det nödvändigt att experimentellt bestämma hastighetskonstanten och exponenterna vid koncentrationerna av reaktanterna. Exponenten vid koncentrationen av vart och ett av de reagerande ämnena i den kinetiska ekvationen för en kemisk reaktion (i ekvation (II.4) respektive x, y och z) är en speciell ordning för reaktionen för denna komponent. Summan av exponenterna i den kinetiska ekvationen för en kemisk reaktion (x + y + z) representerar reaktionens övergripande ordning. Det bör betonas att reaktionsordningen endast bestäms från experimentella data och inte är relaterad till de stökiometriska koefficienterna för reaktanterna i reaktionsekvationen. Den stökiometriska reaktionsekvationen är en materialbalansekvation och kan inte på något sätt bestämma karaktären av denna reaktions förlopp i tid.

Inom kemisk kinetik är det vanligt att klassificera reaktioner efter reaktionens övergripande ordning. Låt oss överväga beroendet av koncentrationen av reaktanter i tid för irreversibla (envägs) reaktioner av noll, första och andra ordningen.

2.1.2 Nollordningens reaktioner

För nollordningens reaktioner har den kinetiska ekvationen följande form:

Hastigheten för en noll-ordningens reaktion är konstant i tiden och beror inte på koncentrationerna av reaktanterna; detta är karakteristiskt för många heterogena (som förekommer vid gränsytan) reaktioner i fallet då diffusionshastigheten för reagenser till ytan är mindre än hastigheten för deras kemiska omvandling.

2.1.3 Första ordningens reaktioner

Låt oss betrakta tidsberoendet av koncentrationen av initialsubstansen A för fallet med en första ordningens reaktion A -–> B. Första ordningens reaktioner kännetecknas av en kinetisk ekvation av formen (II.6). Vi ersätter uttryck (II.2) i det:

(II.7)

Efter att ha integrerat uttryck (II.7) får vi:

Vi bestämmer integrationskonstanten g från de initiala förhållandena: vid tiden t = 0 är koncentrationen С lika med den initiala koncentrationen Сo. Av detta följer att g = ln Co. Vi får:

Ris. 2.3 Beroendet av koncentrationslogaritmen på tid för reaktioner av första ordningen

Sålunda beror koncentrationslogaritmen för en första ordningens reaktion linjärt på tiden (Fig. 2.3) och hastighetskonstanten är numeriskt lika med tangenten för den räta linjens lutning till tidsaxeln.

Från ekvation (II.9) är det lätt att få ett uttryck för hastighetskonstanten för en envägs första ordningens reaktion:

En annan kinetisk egenskap hos reaktionen är halveringstiden t1 / 2 - den tid under vilken koncentrationen av utgångsämnet halveras jämfört med originalet. Låt oss uttrycka t1/2 för första ordningens reaktion, med tanke på att С = ½Сo:

(II.12)

Såsom kan ses från det erhållna uttrycket beror halveringstiden för reaktionen av första ordningen inte på den initiala koncentrationen av utgångsmaterialet.

2.1.4 Andra ordningens reaktioner

För andra ordningens reaktioner har den kinetiska ekvationen följande form:

Låt oss betrakta det enklaste fallet, när den kinetiska ekvationen har formen (II.14) eller, vad som är densamma, i formens ekvation (II.15) är koncentrationerna av de initiala ämnena desamma; ekvation (II.14) i detta fall kan skrivas om enligt följande:

(II.16)

Efter separation av variabler och integration får vi:

Integreringskonstanten g, som i det föregående fallet, bestäms från de initiala förhållandena. Vi får:

För andra ordningens reaktioner som har en kinetisk ekvation av formen (II.14) är således ett linjärt beroende av den reciproka koncentrationen av tiden karakteristiskt (Fig. 2.4) och hastighetskonstanten är lika med tangenten för lutningen av den räta linjen till tidsaxeln:

(II.20)

Ris. 2.4Ömsesidig koncentration kontra tid för andra ordningens reaktioner

Om de initiala koncentrationerna av reaktanterna Co, A och Co, B är olika, hittas reaktionshastighetskonstanten genom att integrera ekvation (II.21), där CA och CB är koncentrationerna av reaktanterna vid tidpunkten t från början av reaktionen:

(II.21)

I detta fall får vi uttrycket för hastighetskonstanten

2. Skriv ner den kinetiska ekvationen för reaktionen: 2H2 + O2 = 2H2O. 3. Hur många gånger ökar reaktionshastigheten om temperaturkoefficienten är 3 och temperaturen höjs med 30 grader? 4. När temperaturen stiger med 40 grader ökar reaktionshastigheten med 16 gånger. Bestäm temperaturkoefficienten.

Bild 12 från presentationen "Reaktionshastighet" till kemilektioner på ämnet "Reaktioner"

Mått: 960 x 720 pixlar, format: jpg. För att ladda ner en bild för en kemilektion gratis, högerklicka på bilden och klicka på "Spara bild som...". För att visa bilder i lektionen kan du också ladda ner hela presentationen "Reaction Speed.ppt" med alla bilder i ett zip-arkiv gratis. Arkivstorlek - 15 KB.

Ladda ner presentationen

Reaktioner

"Reaktionshastighet" - Faktorer som påverkar hastigheten. Vad studerade vi? Inverkan av koncentrationen av reaktanter (för homogena system) 3:e raden. Temperatur. Vad bestämmer reaktionshastigheten? 2. Skriv ner den kinetiska ekvationen för reaktionen: 2H2 + O2 = 2H2O. Närvaro av katalysatorer eller inhibitorer. Problemlösning. Katalysatorer och katalys.

"Lagen om bevarande av massa av ämnen" - 1673. Lagen om bevarande av massa av ämnen. Index. Indexet visar antalet atomer i formelenheten för ett ämne. Liksom Boyle gjorde den ryske vetenskapsmannen experiment i förseglade repliker. 1789 Allmän gymnasieskola nr 36 uppkallad efter Kazybek bi. Robert Boyle. Koefficient. 5n2o. 1748 Kemisk formel. Lektionens mål: Undervisning - att experimentellt bevisa lagen om bevarande av massa av ämnen.

"Radioaktiva transformationer" - Milstolpar i historien. Nej är antalet radioaktiva kärnor vid det första ögonblicket. t är sönderfallstiden. Lagen om radioaktivt sönderfall. Erfarenhet. Vad är en halveringstid? T är halveringstiden. Rutherford forskning. Slutsats från reglerna. Atomerna i ett radioaktivt ämne är föremål för spontana modifieringar. Radioaktivitetsforskningens förhistoria.

"Kemiska reaktioner praktiskt arbete" - PPG. H2 - Gas, färglös, luktfri, lättare än luft. 4) Svart CuO blir rött, H2O bildas på provrörets väggar. Provrör. 2) Ren H2 exploderar med en dov pop, H2 med orenheter - ett skällande ljud. 3kcns+feci3=3kci+fe(cns)3 utbyte. AI+HCI. Cu. Zn+H2SO4 = ZnSO4+H2-substitution. Alkohollampa. Observerade tecken på kemiska reaktioner.

"Reaktioner" - Utseende av lukt. Ge en grundläggande förståelse för en kemisk reaktion. Gasutsläpp. Utrustning: Lösningar - saltsyra och kalkvatten, en bit marmor. Kollar läxor. Ge exempel på komplexa ämnen? Kemins roll i mänskligt liv. Sedimentbildning. Utsläpp eller absorption av värme.

"Theory of electrolytic dissociation" - Alla enkla ämnen, alla oxider och n/r syror, baser och salter. Svante Arrhenius. Ämnen i lösningar. Ämnen med joniska och kovalenta polära bindningar. Teori om elektrolytisk dissociation (TED). Andra bestämmelse i TED. Ämnen med kovalent bindning: Orientering av vattendipoler? jonisering? dissociation.

Totalt finns det 28 presentationer i ämnet

Vatten (väteoxid) är en binär oorganisk förening med den kemiska formeln H 2 O. Vattenmolekylen består av två väteatomer och ett syre, som är sammankopplade med en kovalent bindning.

Väteperoxid.

Fysiska och kemiska egenskaper

De fysikaliska och kemiska egenskaperna hos vatten bestäms av den kemiska, elektroniska och rumsliga strukturen hos H 2 O-molekyler.

H- och O-atomerna i H 2 0-molekylen är i sina stabila oxidationstillstånd, +1 respektive -2; därför uppvisar inte vatten några uttalade oxiderande eller reducerande egenskaper. Observera: i metallhydrider är väte i -1 oxidationstillstånd.

H 2 O-molekylen har en vinkelstruktur. H-O-bindningar är mycket polära. Det finns ett överskott av negativ laddning på O-atomen och överskott av positiva laddningar på H-atomerna. I allmänhet är H 2 O-molekylen polär, dvs. dipol. Detta förklarar det faktum att vatten är ett bra lösningsmedel för joniska och polära ämnen.

Närvaron av överskottsladdningar på H- och O-atomer, såväl som odelade elektronpar vid O-atomer, orsakar bildandet av vätebindningar mellan vattenmolekyler, som ett resultat av vilket de kombineras till associerade. Förekomsten av dessa associerade förklarar de onormalt höga värdena för mp. etc. kip. vatten.

Tillsammans med bildandet av vätebindningar är resultatet av den ömsesidiga påverkan av H 2 O-molekyler på varandra deras självjonisering:
i en molekyl sker ett heterolytiskt brott av den polära O-H-bindningen, och den frigjorda protonen förenar sig med syreatomen i en annan molekyl. Den resulterande hydroxoniumjonen H 3 O + är i huvudsak en hydratiserad vätejon H + H 2 O, därför förenklas vattensjälvjoniseringsekvationen enligt följande:

H 2 O ↔ H + + OH -

Dissociationskonstanten för vatten är extremt liten:

Detta indikerar att vatten mycket lite dissocierar till joner, och därför är koncentrationen av odissocierade H 2 O-molekyler nästan konstant:

I rent vatten är [H + ] = [OH - ] = 10 -7 mol/l. Detta innebär att vatten är en mycket svag amfoter elektrolyt som varken uppvisar sura eller basiska egenskaper i märkbar grad.
Vatten har dock en stark joniserande effekt på de elektrolyter som är lösta i det. Under inverkan av vattendipoler förvandlas polära kovalenta bindningar i molekylerna av lösta ämnen till joniska, jonerna hydratiseras, bindningarna mellan dem försvagas, vilket resulterar i elektrolytisk dissociation. Till exempel:
HCl + H2O - H3O + + Cl -

(stark elektrolyt)

(eller exklusive hydratisering: HCl → H + + Cl -)

CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H + (svag elektrolyt)

(eller CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +)

Enligt Bronsted-Lowry-teorin om syror och baser uppvisar vatten i dessa processer egenskaperna hos en bas (protonacceptor). Enligt samma teori fungerar vatten som en syra (protondonator) i reaktioner, till exempel med ammoniak och aminer:

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + + OH -

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

Redoxreaktioner som involverar vatten

I. Reaktioner där vatten spelar rollen som oxidationsmedel

Dessa reaktioner är möjliga endast med starka reduktionsmedel, som kan reducera vätejonerna som ingår i vattenmolekylerna till fritt väte.

1) Interaktion med metaller

a) Under normala förhållanden interagerar H 2 O endast med alkali. och alkalisk jord. metaller:

2Na + 2H + 2 O \u003d 2NaOH + H 0 2

Ca + 2H + 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 0 2

b) Vid hög temperatur reagerar H 2 O också med några andra metaller, till exempel:

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 och Zn ersätter H 2 från vatten i närvaro av alkalier:

2Al + 6H + 2 O + 2NaOH \u003d 2Na + 3H 0 2

2) Interaktion med icke-metaller med låg EO (reaktioner sker under svåra förhållanden)

C + H + 2 O \u003d CO + H 0 2 ("vattengas")

2P + 6H + 2 O \u003d 2HPO 3 + 5H 0 2

I närvaro av alkalier ersätter kisel väte från vatten:

Si + H + 2 O + 2NaOH \u003d Na 2 SiO 3 + 2H 0 2

3) Interaktion med metallhydrider

NaH + H + 2 O \u003d NaOH + H 0 2

CaH 2 + 2H + 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 0 2

4) Interaktion med kolmonoxid och metan

CO + H + 2 O \u003d CO 2 + H 0 2

2CH 4 + O 2 + 2H + 2 O \u003d 2CO 2 + 6H 0 2

Reaktioner används inom industrin för att producera väte.

II. Reaktioner där vatten fungerar som ett reduktionsmedel

Dessa reaktioner är möjliga endast med mycket starka oxidationsmedel som kan oxidera syre CO CO -2, som är en del av vatten, till fritt syre O 2 eller till peroxidanjoner 2-. I ett undantagsfall (i reaktion med F 2) bildas syre med co. +2.

1) Interaktion med fluor

2F 2 + 2H 2 O -2 \u003d O 0 2 + 4HF

2F 2 + H 2 O -2 \u003d O + 2 F 2 + 2HF

2) Interaktion med atomärt syre

H 2 O -2 + O \u003d H 2 O - 2

3) Interaktion med klor

Vid högt T uppstår en reversibel reaktion

2Cl2 + 2H2O-2 \u003d O 02 + 4HCl

III. Reaktioner av intramolekylär oxidation - reduktion av vatten.

Under inverkan av en elektrisk ström eller hög temperatur kan vatten sönderdelas till väte och syre:

2H + 2 O -2 \u003d 2H 0 2 + O 0 2

Termisk nedbrytning är en reversibel process; graden av termisk nedbrytning av vatten är låg.

Hydrateringsreaktioner

I. Hydrering av joner. Jonerna som bildas under dissociationen av elektrolyter i vattenlösningar fäster ett visst antal vattenmolekyler och existerar i form av hydratiserade joner. Vissa joner bildar så starka bindningar med vattenmolekyler att deras hydrater kan existera inte bara i lösning utan också i fast tillstånd. Detta förklarar bildandet av kristallina hydrater såsom CuSO4 5H 2 O, FeSO 4 7H 2 O, etc., såväl som vattenkomplex: CI 3 , Br 4 , etc.

II. Hydrering av oxider

III. Hydrering av organiska föreningar som innehåller flera bindningar

Hydrolysreaktioner

I. Hydrolys av salter

Reversibel hydrolys:

a) enligt saltkatjonen

Fe3+ + H2O \u003d FeOH 2+ + H+; (sur miljö. pH

b) genom saltanjon

CO32- + H2O \u003d HCO3- + OH-; (alkalisk miljö. pH > 7)

c) av katjonen och av saltets anjon

NH 4 + + CH 3 COO - + H 2 O \u003d NH 4 OH + CH 3 COOH (miljö nära neutral)

Irreversibel hydrolys:

Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 ↓ + 3H 2 S

II. Hydrolys av metallkarbider

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 acetylen

III. Hydrolys av silicider, nitrider, fosfider

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 ammoniak

Cu 3 P 2 + 6H 2 O \u003d ZCu (OH) 2 + 2PH 3 fosfin

IV. Hydrolys av halogener

Cl2 + H2O \u003d HCl + HClO

Br2 + H2O \u003d HBr + HBrO

V. Hydrolys av organiska föreningar

Klasser av organiska ämnen	Hydrolysprodukter (organiska)
Halogenalkaner (alkylhalider)
Arylhalider
Dihaloalkaner	Aldehyder eller ketoner
Metallalkoholater
Karboxylsyrahalider	karboxylsyror
Anhydrider av karboxylsyror	karboxylsyror
Estrar av karboxylsyror	Karboxylsyror och alkoholer
	Glycerin och högre karboxylsyror
Di- och polysackarider	Monosackarider
Peptider och proteiner	a-aminosyror
Nukleinsyror

§3. Reaktionsekvationen och hur man skriver den

Samspel väte Med syre, som Sir Henry Cavendish slog fast, leder till bildandet av vatten. Låt oss använda detta enkla exempel för att lära oss hur man skriver ekvationer av kemiska reaktioner.
Vad kommer ifrån väte Och syre, vi vet redan:

H2 + O2 → H2O

Nu tar vi hänsyn till att atomerna av kemiska grundämnen i kemiska reaktioner inte försvinner och inte uppstår från ingenting, inte förvandlas till varandra, men kombinera i nya kombinationer att bilda nya molekyler. Det betyder att i ekvationen för den kemiska reaktionen av atomer av varje typ måste det finnas samma antal innan reaktioner ( vänster från likhetstecknet) och efter slutet av reaktionen ( till höger från likhetstecknet), så här:

2H2 + O2 \u003d 2H2O

Det är vad det är reaktionsekvationen - villkorlig registrering av en pågående kemisk reaktion med hjälp av formler för ämnen och koefficienter.

Detta betyder att i ovanstående reaktion två mullvadar väte ska reagera med av en mullvad syre, och resultatet kommer att bli två mullvadar vatten.

Samspel väte Med syre– ingen enkel process alls. Det leder till en förändring av dessa grundämnens oxidationstillstånd. För att välja koefficienterna i sådana ekvationer använder man vanligtvis metoden " elektronisk balans".

När vatten bildas av väte och syre betyder det det väteändrat sitt oxidationstillstånd från 0 innan +I, A syre- från 0 innan −II. Samtidigt flera (n) elektroner:

Vätedonerande elektroner tjänar här reduktionsmedel och syreaccepterande elektroner - oxidationsmedel.

Oxiderande och reduktionsmedel

Låt oss nu se hur processerna för att ge och ta emot elektroner ser ut separat. Väte, efter att ha träffat "rövaren" - syre, förlorar alla sina egenskaper - två elektroner, och dess oxidationstillstånd blir lika med +I:

H 2 0 − 2 e− = 2Н + I

Hände oxidationshalvreaktionsekvationen väte.

Och banditen syre Ungefär 2, efter att ha tagit de sista elektronerna från det olyckliga vätet, är han mycket nöjd med sitt nya oxidationstillstånd -II:

O 2 + 4 e− = 2O − II

Detta reduktionshalvreaktionsekvationen syre.

Det återstår att tillägga att både "banditen" och hans "offer" har förlorat sin kemiska identitet och från enkla ämnen - gaser med diatomiska molekyler H 2 Och Ungefär 2 förvandlas till komponenter i ett nytt kemiskt ämne - vatten H2O.

Vidare kommer vi att argumentera enligt följande: hur många elektroner reduktanten gav till den oxiderande banditen, det är hur mycket han fick. Antalet elektroner som doneras av reduktionsmedlet måste vara lika med antalet elektroner som accepteras av oxidationsmedlet..

Så du behöver jämna ut antalet elektroner i första och andra halva reaktionerna. Inom kemi accepteras följande villkorade form för att skriva ekvationerna för halvreaktioner:

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

Här är siffrorna 2 och 1 till vänster om den krulliga parentesen faktorer som hjälper till att säkerställa att antalet givna och mottagna elektroner är lika. Vi tar hänsyn till att i halvreaktionsekvationerna ges 2 elektroner bort, och 4 accepteras. För att utjämna antalet mottagna och givna elektroner hittas den minsta gemensamma multipeln och ytterligare faktorer. I vårt fall är den minsta gemensamma multipeln 4. Ytterligare faktorer kommer att vara 2 för väte (4: 2 = 2) och för syre - 1 (4: 4 = 1).
De resulterande multiplikatorerna kommer att fungera som koefficienterna för den framtida reaktionsekvationen:

2H 2 0 + O 2 0 \u003d 2H 2 + I O-II

Väte oxiderad inte bara när man träffas syre. Ungefär samma effekt på väte och fluor F2, halogen och den berömda "rånaren", och till synes ofarlig kväve N 2:

H20 + F20 = 2H + IF-I

3H 2 0 + N 2 0 \u003d 2N -III H 3 + I

Detta resulterar i vätefluorid HF eller ammoniak NH3.

I båda föreningarna, oxidationstillståndet väte blir lika +I, eftersom han får partners i molekylen "girig" för någon annans elektroniska bästa, med hög elektronegativitet - fluor F Och kväve N. På kväve värdet av elektronegativitet anses vara lika med tre konventionella enheter, och y fluor i allmänhet är den högsta elektronegativiteten bland alla kemiska grundämnen fyra enheter. Så det är inte konstigt att de lämnar den stackars väteatomen utan någon elektronisk miljö.

Men väte kanske Återställ- acceptera elektroner. Detta händer om alkalimetaller eller kalcium, där elektronegativiteten är mindre än väte, deltar i reaktionen med det.