2Н2 + О2 -> 2Н2О
концентрації водню, кисню та води змінюються різною мірою: ΔС(Н2) = ΔС(Н2О) = 2 ΔС(О2).
Швидкість хімічної реакції залежить від багатьох факторів: природи реагуючих речовин, їх концентрації, температури, природи розчинника і т.д.
2.1.1 Кінетичне рівняння хімічної реакції. Порядок реакції.
Однією із завдань, що стоять перед хімічною кінетикою, є визначення складу реакційної суміші (тобто концентрацій всіх реагентів) у будь-який момент часу, для чого необхідно знати залежність швидкості реакції від концентрацій. Загалом, що більше концентрації реагують речовин, то більше вписувалося швидкість хімічної реакції. У основі хімічної кінетики лежить т. зв. основний постулат хімічної кінетики:
Швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій речовин, що реагують, взятих в деяких ступенях.
Т. е. для реакції
аА + bВ + dD +. ––> еЕ + .
можна записати:
Коефіцієнт пропорційності k є константою швидкості хімічної реакції. Константа швидкості чисельно дорівнює швидкості реакції при концентраціях всіх речовин, що реагують, рівних 1 моль/л.
Залежність швидкості реакції від концентрацій речовин, що реагують, визначається експериментально і називається кінетичним рівнянням хімічної реакції. Очевидно, що для того, щоб записати кінетичне рівняння, необхідно експериментально визначити величину константи швидкості та показників ступеня при концентраціях речовин, що реагують. Показник ступеня при концентрації кожної з реагуючих речовин у кінетичному рівнянні хімічної реакції (у рівнянні (II.4) відповідно x, y та z) є приватний порядок реакції за цим компонентом. Сума показників ступеня у кінетичному рівнянні хімічної реакції (x + y + z) є загальним порядком реакції. Слід наголосити, що порядок реакції визначається тільки з експериментальних даних і не пов'язаний зі стехіометричними коефіцієнтами при реагентах у рівнянні реакції. Стехіометричне рівняння реакції є рівнянням матеріального балансу і аж ніяк не може визначати характеру перебігу цієї реакції в часі.
У хімічній кінетиці прийнято класифікувати реакції за величиною загального порядку реакції. Розглянемо залежність концентрації реагуючих речовин від часу для незворотних (односторонніх) реакцій нульового, першого та другого порядків.
2.1.2 Реакція нульового порядку
Для реакцій нульового порядку кінетичне рівняння має такий вигляд:
Швидкість реакції нульового порядку постійна у часі і не залежить від концентрацій речовин, що реагують; це характерно для багатьох гетерогенних (що йдуть на поверхні розділу фаз) реакцій у тому випадку, коли швидкість дифузії реагентів до поверхні менша за швидкість їх хімічного перетворення.
2.1.3 Реакція першого порядку
Розглянемо залежність від часу концентрації вихідної речовини для випадку реакції першого порядку А ––> В. Реакції першого порядку характеризуються кінетичним рівнянням виду (II.6). Підставимо до нього вираз (II.2):
(II.7)
Після інтегрування виразу (II.7) отримуємо:
Константу інтегрування g визначимо з початкових умов: в момент часу t = 0 концентрація дорівнює початковій концентрації С. Звідси випливає, що g = ln. Отримуємо:
Мал. 2.3Залежність логарифму концентрації від часу для реакцій першого порядку
Т.ч., логарифм концентрації для реакції першого порядку лінійно залежить від часу (рис. 2.3) та константа швидкості чисельно дорівнює тангенсу кута нахилу прямої до осі часу.
З рівняння (II.9) легко отримати вираз константи швидкості односторонньої реакції першого порядку:
Ще однією кінетичною характеристикою реакції є період напівперетворення t1/2 – час, протягом якого концентрація вихідного речовини зменшується вдвічі проти вихідної. Виразимо t1/2 реакції першого порядку, враховуючи, що З = ½С:
(II.12)
Як очевидно з отриманого висловлювання, період напівперетворення реакції першого порядку залежить від початкової концентрації вихідного речовини.
2.1.4 Реакції другого порядку
Для реакцій другого порядку кінетичне рівняння має такий вигляд:
Розглянемо найпростіший випадок, коли кінетичне рівняння має вигляд (II.14) або, що те саме, у рівнянні виду (II.15) концентрації вихідних речовин однакові; рівняння (II.14) у разі можна переписати так:
(II.16)
Після поділу змінних та інтегрування отримуємо:
Постійну інтеграцію g, як і в попередньому випадку, визначимо з початкових умов. Отримаємо:
Т.ч., для реакцій другого порядку, що мають кінетичне рівняння виду (II.14), характерна лінійна залежність зворотної концентрації від часу (рис. 2.4) та константа швидкості дорівнює тангенсу кута нахилу прямої до осі часу:
(II.20)
Мал. 2.4Залежність зворотної концентрації від часу для реакцій другого порядку
Якщо початкові концентрації реагуючих речовин Cо,А і CоВ різні, то константу швидкості реакції знаходять інтегруванням рівняння (II.21), в якому CА і CВ - концентрації реагуючих речовин в момент часу t від початку реакції:
(II.21)
У цьому випадку для константи швидкості отримуємо вираз
2. Запишіть кінетичне рівняння реакції: 2Н2 +О2= 2Н2О. 3. У скільки разів збільшиться швидкість реакції, якщо температурний коефіцієнт дорівнює 3, а температуру збільшили на 30 градусів? 4. При підвищенні температури на 40 градусів швидкість реакції зростає в 16 разів. Визначте температурний коефіцієнт.
Зображення 12 з презентації «Швидкість реакції»до уроків хімії на тему «Реакції»Розміри: 960 х 720 пікселів, формат: jpg. Щоб безкоштовно скачати картинку для уроку хімії, клацніть на зображенні правою кнопкою мишки та натисніть «Зберегти зображення як...». Для показу картинок на уроці Ви також можете безкоштовно скачати презентацію «Швидкість реакції.ppt» з усіма картинками в zip-архіві. Розмір архіву – 15 КБ.
Завантажити презентаціюРеакції
"Швидкість реакції" - Фактори, що впливають на швидкість. Що ми вивчали? Вплив концентрації реагуючих речовин (для гомогенних систем) 3ряд. Температура. Чим визначається швидкість реакції? 2. Запишіть кінетичне рівняння реакції: 2Н2 +О2= 2Н2О. Присутність каталізаторів чи інгібіторів. Вирішення задач. Каталізатори та каталіз.
"Закон збереження маси речовин" - 1673р. Закон збереження маси речовин. Індекс. Індекс показує кількість атомів у формульній одиниці речовини. Подібно до Бойля російський учений робив досвід у запаяних ретортах. 1789р. Загальна середня школа №36 імені Казибек бі. Роберт Бойль. Коефіцієнт. 5н2о. 1748р. Хімічна формула. Цілі уроку: Навчальні – експериментально довести закон збереження маси речовин.
«Радіоактивні перетворення» - Віхи історії. No-кількість радіоактивних ядер у початковий момент часу. t-час розпаду. Закон радіоактивного розпаду. Досвід. Що таке період напіврозпаду? Т-період напіврозпаду. Дослідження Резерфорда. Висновок із правил. Атоми радіоактивної речовини схильні до спонтанних видозмін. Передісторія досліджень радіоактивності.
"Хімічні реакції практична робота" - Ппг. Н2 – Газ, без кольору, запаху, легше за повітря. 4) Чорний CuO стає червоним, на стінках пробірки утворюється H2O. Пробірки. 2) Чистий Н2 вибухає з глухою бавовною, Н2 з домішками - гавкаючий звук. 3kcns+feci3=3kci+fe(cns)3 обмін. AI+HCI. Cu. Zn+H2SO4 = ZnSO4+H2 Заміщення. Спиртування. Спостерігали ознаки хімічних реакцій.
«Реакції» - Поява запаху. Дати початкові уявлення про хімічну реакцію. Виділення газу. Обладнання: Розчини – соляної кислоти та вапняної води, шматочок мармуру. Перевірка домашнього завдання. Наведіть приклади складних речовин? Роль хімії у житті людини. Утворення осаду. Виділення чи поглинання теплоти.
«Теорія електролітичної дисоціації» - Усі прості речовини, всі оксиди та н/р кислоти, основи та солі. Сванте Арреніус. Речовини у розчинах. Речовини з іонним та ковалентним полярним зв'язком. Теорія електролітичної дисоціації (ТЕД). Друге положення ТЕД. Речовини з ковалентним зв'язком: Орієнтація диполів води? іонізація? дисоціація.
Всього у темі 28 презентацій
Вода (оксид водню) - бінарна неорганічна сполука з хімічною формулою Н 2 O. Молекула води складається з двох атомів водню та одного - кисню, які з'єднані між собою ковалентним зв'язком.
Перекис водню.
Фізичні та хімічні властивості
Фізичні та хімічні властивості води визначаються хімічною, електронною та просторовою будовою молекул Н 2 O.
Атоми Н і Про в молекулі Н 2 0 знаходяться у своїх стійких ступенях окислення відповідно +1 і -2; тому вода не виявляє яскраво виражених окисних або відновлювальних властивостей. Зверніть увагу: у гідридах металів водень перебуває у ступені окислення -1.
Молекула Н2O має кутову будову. Зв'язки Н-O дуже полярні. На атомі існує надмірний негативний заряд, на атомах Н - надлишкові позитивні заряди. 8 Загалом молекула Н 2 O є полярною, тобто. диполем. Цим пояснюється той факт, що вода є добрим розчинником для іонних та полярних речовин.
Наявність надлишкових зарядів на атомах Н і Про, і навіть неподілених електронних пар атомів Про зумовлює освіту між молекулами води водневих зв'язків, унаслідок чого вони об'єднуються в асоціати. Існуванням цих асоціатів пояснюються аномально високі значення т. пл. і т. кіп. води.
Поряд із утворенням водневих зв'язків, результатом взаємного впливу молекул Н 2 O один на одного є їх самоіонізація:
в одній молекулі відбувається гетеролітичний розрив полярного зв'язку О-Н, і протон, що звільнився, приєднується до атома кисню іншої молекули. Утворений іон гідроксонію Н 3 Про + по суті є гідратованим іоном водню Н + Н 2 O, тому спрощено рівняння самоіонізації води записується так:
Н 2 O ↔ H + + OH -
Константа дисоціації води надзвичайно мала:
Це свідчить про те, що вода дуже мало дисоціює на іони, і тому концентрація недисоційованих молекул Н 2 O практично постійна:
У чистій воді [Н + ] = [ВІН - ] = 10 -7 моль/л. Це означає, що вода є дуже слабким амфотерним електролітом, що не проявляє в помітній мірі ні кислотних, ні основних властивостей.
Однак вода має сильну іонізуючу дію на розчинені в ній електроліти. Під дією диполь води полярні ковалентні зв'язки в молекулах розчинених речовин перетворюються на іонні, іони гідратуються, зв'язки між ними послаблюються, внаслідок чого відбувається електролітична дисоціація. Наприклад:
HCl + Н 2 O - Н 3 O + + Сl -
(сильний електроліт)
(або без урахування гідратації: HCl → Н + + Сl -)
CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H + (слабкий електроліт)
(або CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +)
Відповідно до теорії кислот і основ Бренстеда-Лоурі, у цих процесах вода виявляє властивості основи (акцептор протонів). За тією ж теорією в ролі кислоти (донора протонів) вода виступає в реакціях, наприклад, з аміаком та амінами:
NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + + OH -
CH 3 NH 2 + H 2 O ↔ CH 3 NH 3 + + OH -
Окисно-відновні реакції за участю води
I. Реакції, у яких вода грає роль окислювача
Ці реакції можливі лише з сильними відновниками, здатними відновити іони водню, що входять до складу молекул води, до вільного водню.
1) Взаємодія з металами
а) За звичайних умов Н 2 Про взаємодіє лише з щілин. та щел.-зем. металами:
2Na + 2Н + 2 О = 2NaOH + H 0 2
Ca + 2Н + 2 О = Ca(OH) 2 + H 0 2
б) При високій температурі Н 2 Про вступає в реакції та з деякими іншими металами, наприклад:
Mg + 2Н + 2 О = Mg(OH) 2 + H 0 2
3Fe + 4Н + 2 О = Fe 2 O 4 + 4H 0 2
в) Al та Zn витісняють Н 2 з води в присутності лугів:
2Al + 6Н + 2 Про + 2NaOH = 2Na + 3H 0 2
2) Взаємодія з неметалами, що мають низьку ЕО (реакції відбуваються у жорстких умовах)
C + Н + 2 О = CO + H 0 2 (водяний газ)
2P + 6Н + 2 О = 2HPO 3 + 5H 0 2
У присутності лугів кремній витісняє водень із води:
Si + Н + 2 Про + 2NaOH = Na 2 SiO 3 + 2H 0 2
3) Взаємодія з гідридами металів
NaH + Н + 2 O = NaOH + H 0 2
CaH 2 + 2Н + 2 О = Ca(OH) 2 + 2H 0 2
4) Взаємодія з чадним газом та метаном
CO + Н + 2 O = CO 2 + H 0 2
2CH 4 + O 2 + 2Н + 2 O = 2CO 2 + 6H 0 2
Реакції використовуються у промисловості для одержання водню.
ІІ. Реакції, у яких вода відіграє роль відновника
ти реакції можливі тільки з дуже сильними окислювачами, які здатні окислити кисень СО С. О. -2, що входить до складу води, до вільного кисню O 2 або пероксид-аніонів 2- . У винятковому випадку (у реакції з F 2) утворюється кисень з c o. +2.
1) Взаємодія із фтором
2F 2 + 2Н 2 O -2 = O 0 2 + 4HF
2F 2 + Н 2 O -2 = O +2 F 2 + 2HF
2) Взаємодія з атомарним киснем
Н 2 O -2 + O = Н 2 O - 2
3) Взаємодія із хлором
При високій Т відбувається оборотна реакція
2Cl 2 + 2Н 2 O -2 = O 0 2 + 4HCl
ІІІ. Реакції внутрішньомолекулярного окиснення – відновлення води.
Під дією електричного струму або високої температури може відбуватися розкладання води на водень та кисень:
2Н + 2 O -2 = 2H 0 2 + O 0 2
Термічне розкладання - процес оборотний; ступінь термічного розкладання води невелика.
Реакції гідратації
I. Гідратація іонів. Іони, що утворюються при дисоціації електролітів у водних розчинах, приєднують певну кількість молекул води і існують у вигляді гідратованих іонів. Деякі іони утворюють настільки міцні зв'язки України із молекулами води, що й гідрати можуть існувати у розчині, а й у твердому стані. Цим пояснюється утворення кристалогідратів типу CuSO4 5H 2 O, FeSO 4 7Н 2 O та ін, а також аквакомплексів: CI 3 Br 4 та ін.
ІІ. Гідратація оксидів
ІІІ. Гідратація органічних сполук, що містять кратні зв'язки
Реакції гідролізу
I. Гідроліз солей
Оборотний гідроліз:
а) по катіону солі
Fe 3+ + Н 2 O = FeOH 2+ + Н +; (кисле середовище. рН
б) по аніону солі
3 2 - + Н 2 O = НСО 3 - + ВІН - ; (лужне середовище. рН > 7)
в) по катіону та по аніону солі
NH 4 + + СН 3 СОО - + Н 2 O = NH 4 OH + СН 3 СООН (середовище, близьке до нейтрального)
Необоротний гідроліз:
Al 2 S 3 + 6Н 2 O = 2Аl(ОН) 3 ↓ + 3H 2 S
ІІ. Гідроліз карбідів металів
Al 4 C 3 + 12Н 2 O = 4Аl(ОН) 3 ↓ + 3CH 4 нетан
СаС 2 + 2Н 2 O = Са(ОН) 2 + С 2 Н 2 ацетилен
ІІІ. Гідроліз силіцидів, нітридів, фосфідів
Mg 2 Si + 4Н 2 O = 2Mg(OH) 2 ↓ + SiH 4 силан
Ca 3 N 2 + 6Н 2 O = ЗСа(ОН) 2 + 2NH 3 аміак
Cu 3 P 2 + 6Н 2 O = ЗСu(ОН) 2 + 2РН 3 фосфін
IV. Гідроліз галогенів
Cl 2 + Н 2 O = HCl + HClO
Вr 2 + Н 2 O = НВr + НВrО
V. Гідроліз органічних сполук
Класи органічних речовин |
Продукти гідролізу (органічні) |
Галогеналкани (алкілгалогеніди) |
|
Арилгалогеніди |
|
Дигалогеналкани |
Альдегіди або кетони |
Алкоголяти металів |
|
Галогенангідриди карбонових кислот |
Карбонові кислоти |
Ангідриди карбонових кислот |
Карбонові кислоти |
Складні зфіри карбонових кислот |
Карбонові кислоти та спирти |
Гліцерин та вищі карбонові кислоти |
|
Ді- та полісахариди |
Моносахариди |
Пептиди та білки |
α-амінокислоти |
Нуклеїнові кислоти |
|
§3. Рівняння реакції та як його скласти
Взаємодія воднюз киснемЯк це встановив ще сер Генрі Кавендіш, призводить до утворення води. Давайте на цьому простому прикладі повчимося складати рівняння хімічних реакцій.
Що виходить із воднюі кисню, ми вже знаємо:
Н 2 + О 2 → Н 2 О
Тепер врахуємо, що атоми хімічних елементів у хімічних реакціях не зникають і не з'являються з нічого, не перетворюються один на одного, а поєднуються в нових комбінаціяхутворюючи нові молекули. Отже, у рівнянні хімічної реакції атомів кожного сорту має бути однакова кількість дореакції ( злівавід знака рівності) та післязакінчення реакції ( справавід знака рівності), ось так:
2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О
Це і є рівняння реакції - умовний запис протікаючої хімічної реакції за допомогою формул речовин та коефіцієнтів.
Це означає, що у наведеній реакції два моля воднюповинні прореагувати з одним молем кисню, і в результаті вийде два моля води.
Взаємодія воднюз киснем- Зовсім не простий процес. Він призводить до зміни ступенів окиснення цих елементів. Щоб підбирати коефіцієнти таких рівняннях, зазвичай користуються методом " електронного балансу".
Коли з водню та кисню утворюється вода, це означає, що воденьзмінив свій ступінь окислення від 0 до +I, а кисень- від 0 до −II. При цьому від атомів водню до атомів кисню перейшло кілька (n)електронів:
Водень, що віддає електрони, служить тут відновником, а кисень, що приймає електрони - окислювачем.
Окислювачі та відновники
Подивимося тепер, як виглядають процеси віддачі та прийому електронів окремо. Водень, зустрівшись з "грабіжником"-киснем, втрачає все своє надбання - два електрони, і його ступінь окислення стає рівним +I:
Н 2 0 − 2 e− = 2Н +I
Вийшло рівняння напівреакції окисненняводню.
А бандит- кисень Про 2, відібравши останні електрони у нещасного водню, дуже задоволений своїм новим ступенем окислення -II:
O 2 + 4 e− = 2O −II
Це рівняння напівреакції відновленнякисню.
Залишається додати, що і "бандит", і його "жертва" втратили свою хімічну індивідуальність і з простих речовин - газів із двоатомними молекулами Н 2і Про 2перетворилися на складові нової хімічної речовини - води Н 2 Про.
Далі будемо міркувати так: скільки електронів віддав відновник бандиту-окислювачу, стільки той і отримав. Число електронів, відданих відновником, повинно дорівнювати числу електронів, прийнятих окислювачем.
Значить, треба зрівняти кількість електроніву першій та другій напівреакціях. У хімії прийнято таку умовну форму запису рівнянь напівреакцій:
2 Н 2 0 − 2 e− = 2Н +I |
|
1 O 2 0 + 4 e− = 2O −II |
Тут числа 2 і 1 ліворуч від фігурної дужки - це множники, які допоможуть забезпечити рівність числа відданих та прийнятих електронів. Врахуємо, що в рівняннях напівреакцій віддано 2 електрони, а прийнято 4. Щоб зрівняти кількість прийнятих та відданих електронів, знаходять найменше загальне кратне та додаткові множники. У нашому випадку найменше загальне кратне дорівнює 4. Додаткові множники будуть для водню 2 (4: 2 = 2), а для кисню - 1 (4: 4 = 1)
Отримані множники і служитимуть коефіцієнтами майбутнього рівняння реакції:
2H 2 0 + O 2 0 = 2H 2 +I O −II
Водень окислюєтьсяне тільки при зустрічі з киснем. Приблизно так само на водень діють і фтор F 2, галоген і відомий "розбійник", і здавалося б, невинний азот N 2:
H 2 0 + F 2 0 = 2H +I F −I |
3H 2 0 + N 2 0 = 2N −III H 3 +I |
При цьому виходить фторівник HFабо аміак NH 3.
В обох сполуках ступінь окислення воднюстає рівною +I, тому що партнери по молекулі йому дістаються "жадібні" до чужого електронного добра, з високою електронегативністю - фтор Fі азот N. У азотузначення електронегативності вважають рівним трьом умовним одиницям, а у фторувзагалі найвища електронегативність серед усіх хімічних елементів – чотири одиниці. Так що не дивно їм залишити бідолаху-атом водню без жодного електронного оточення.
Але воденьможе й відновлюватися- Приймати електрони. Це відбувається, якщо в реакції з ним братимуть участь лужні метали або кальцій, у яких електронегативність менша, ніж у водню.
