Кинематика химических реакций. Лекция: Кинематика химических реакций

Программа темы, вопросы

для изучения

Что должен знать и уметь студент

Учебники

Основы химической термодинамики

1) Понятия: системы; фаза; гомогенные и гетерогенные системы; процессы и их классификация; параметры и функции состояния системы.

2) Тепловые эффекты процессов. Внутренняя энергия и энтальпия их определения и единиц измерения. Закон Гесса и следствия из него. Энтальпия образования веществ, фазовых переходов и хим. реакций.

3) Энтропия. Понятия и единицы измерения направленность хим. реакций в изолированных системах.

4) Энергия Гиббса. Направленность хим. процессов в неизолированных системах.

Определения термодинамических понятий.

Факторы, влияющие на величину внутренней энергии (), энтальпии (
), энтропии (S), энергии Гиббса (G)

Уметь рассчитывать тепловые балансы реакций, изменение энтропии

Произвести расчеты и сделать вывод о возможности (невозможности)

1) Коровин Н.В. Общая химия. 2005 г. (с 115 – 142)

2) Глинка Н.Л. Общая химия 2006 г. (с 170 – 185)

3) Глинка Н. Л – задачи и упражнения по общей химии 2006 г. «№ 283, 293, 295, 299 – табл 5. с 223 – 225; № 303, 304, 310, 311.»

Кинематика хим. реакций

1) Понятие скорости реакций.

2) Влияние (Как? Почему?) На скорость хим. реакций природы веществ, концентрации, t°, давления, поверхности реагирующих веществ, катализатора.

Объяснить, как и почему изменяется скорость хим реакций при изменении концентрации, давления, t°, катализатора.

Уметь записывать математическое выражение

3) Равновесие системы. Химическое равновесие. Константа равновесия. Принцип Ле Шателье.

Закона действующих масс (ЗДМ) для любой хим. системы.

Уметь определить, в сторону какой реакции произойдёт смещение хим. равновесия при изменении концентрации, давления, t°, веществ системы.

1) 166- 201, 148 – 152

2) 186 – 200

3) «№ 325, 326, 330, 332, 336, 358, 363, 365, 383».

Растворы

1) Способы выражения концентрации растворов.

2) Энергетические явления при растворении.

3) Изменения давления насыщенного пара раствора, его температур кристаллизации и кипения. Законы Рауля. Осмотическое давление растворов. Закон Вант – Гоффа.

4) Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты.

5) Особенности применения законов Рауля и Вант – Гоффа к растворам электролитов. Изотонический коэффициент.

6) Гидролиз солей

7) Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель.

Знать формулы, выражающие массовые доли растворённого вещества, молярную, моляльную и эквивалентную (нормальную) концентрации растворов, уметь производить соответствующие расчёты.

Уметь написать уравнения реакций гидролиза различных типов солей и указать среду их раствора.

1) 204 – 243

2) 216 – 259

3) «№ 392, 414, 415, 428, 437.»

3) 464, 466, 474, 478, 480, 483

3) 603, 607.

Дисперсные системы

1) Понятие дисперсных систем, их классификация по размеру частиц дисперсной фазы, агрегатному состоянию дисперсной фазы и дисперсной среды, взаимодействию частей дисперсной системы, по структурно – механическим свойствам. Получение дисперсных систем.

2) Свойства лиофобных золей: молекулярно – кинетических, оптические, электрокинетические. Устойчивость дисперсных систем. Седиментация и коагуляция.

3) Лиофильные коллоидные растворы. Поверхностно – активные вещества.

4) Характеристика суспензий, эмульсий, пен, аэрозолей, порошков

Уметь классифицировать дисперсные системы по степени дисперсности.

Уметь написать формулу мицеллы коллоидного раствора.

Определить коагулирующий ион в смеси электролитов.

Знать определение и строение суспензий, эмульсий, аэрозолей, пен, области их применения.

Объяснить свойства дисперсных систем.

Кинематика химических реакций

Скорость химических реакций.

Скорость реакции определяется изменением молярной концентрации одного из реагирующих веществ:

V = ± ((С2 - С1) / (t2 - t1)) = ± (DС / Dt)

где С1 и С2 - молярные концентрации веществ в моменты времени t1 и t2 соответственно (знак (+) - если скорость определяется по продукту реакции, знак (-) - по исходному веществу).

Реакции происходят при столкновении молекул реагирующих веществ. Ее скорость определяется количеством столкновений и вероятностью того, что они приведут к превращению. Число столкновений определяется концентрациями реагирующих веществ, а вероятность реакции - энергией сталкивающихся молекул.

Факторы, влияющие на скорость химических реакций.

1. Природа реагирующих веществ. Большую роль играет характер химических связей и строение молекул реагентов. Реакции протекают в направлении разрушения менее прочных связей и образования веществ с более прочными связями. Так, для разрыва связей в молекулах H2 и N2 требуются высокие энергии; такие молекулы мало реакционноспособны. Для разрыва связей в сильнополярных молекулах (HCl, H2O) требуется меньше энергии, и скорость реакции значительно выше. Реакции между ионами в растворах электролитов протекают практически мгновенно.

Фтор с водородом реагирует со взрывом при комнатной температуре, бром с водородом взаимодействует медленно и при нагревании.

Оксид кальция вступает в реакцию с водой энергично, с выделением тепла; оксид меди - не реагирует.

2. Концентрация. С увеличением концентрации (числа частиц в единице объема) чаще происходят столкновения молекул реагирующих веществ - скорость реакции возрастает.

Закон действующих масс (К. Гульдберг, П.Вааге, 1867г.).

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

aA + bB + . . . ® . . .

V = k [A]a [B]b . . .

Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора, но не зависит от значения концентраций реагентов.

Физический смысл константы скорости заключается в том, что она равна скорости реакции при единичных концентрациях реагирующих веществ.

Для гетерогенных реакций концентрация твердой фазы в выражение скорости реакции не входит.

3. Температура. При повышении температуры на каждые 10°C скорость реакции возрастает в 2-4 раза (Правило Вант-Гоффа). При увеличении температуры от t1 до t2 изменение скорости реакции можно рассчитать по формуле.

Кинематика химических реакций

Скорость химических реакций.

Скорость реакции определяется изменением молярной концентрации одного из реагирующих веществ:

V = ± ((С2 - С1) / (t2 - t1)) = ± (DС / Dt)

где С1 и С2 - молярные концентрации веществ в моменты времени t1 и t2 соответственно (знак (+) - если скорость определяется по продукту реакции, знак (-) - по исходному веществу).

Реакции происходят при столкновении молекул реагирующих веществ. Ее скорость определяется количеством столкновений и вероятностью того, что они приведут к превращению. Число столкновений определяется концентрациями реагирующих веществ, а вероятность реакции - энергией сталкивающихся молекул.

Факторы, влияющие на скорость химических реакций.

1. Природа реагирующих веществ. Большую роль играет характер химических связей и строение молекул реагентов. Реакции протекают в направлении разрушения менее прочных связей и образования веществ с более прочными связями. Так, для разрыва связей в молекулах H2 и N2 требуются высокие энергии; такие молекулы мало реакционноспособны. Для разрыва связей в сильнополярных молекулах (HCl, H2O) требуется меньше энергии, и скорость реакции значительно выше. Реакции между ионами в растворах электролитов протекают практически мгновенно.

Фтор с водородом реагирует со взрывом при комнатной температуре, бром с водородом взаимодействует медленно и при нагревании.

Оксид кальция вступает в реакцию с водой энергично, с выделением тепла; оксид меди - не реагирует.

2. Концентрация. С увеличением концентрации (числа частиц в единице объема) чаще происходят столкновения молекул реагирующих веществ - скорость реакции возрастает.

Закон действующих масс (К. Гульдберг, П.Вааге, 1867г.).

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

aA + bB + . . . ® . . .

V = k [A]a [B]b . . .

Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора, но не зависит от значения концентраций реагентов.

Физический смысл константы скорости заключается в том, что она равна скорости реакции при единичных концентрациях реагирующих веществ.

Для гетерогенных реакций концентрация твердой фазы в выражение скорости реакции не входит.

3. Температура. При повышении температуры на каждые 10°C скорость реакции возрастает в 2-4 раза (Правило Вант-Гоффа). При увеличении температуры от t1 до t2 изменение скорости реакции можно рассчитать по формуле:

(где Vt2 и Vt1 - скорости реакции при температурах t2 и t1 соответственно; g- температурный коэффициент данной реакции).

Правило Вант-Гоффа применимо только в узком интервале температур. Более точным является уравнение Аррениуса:

k = A e -Ea/RT

A - постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ;

R - универсальная газовая постоянная ;

Ea - энергия активации, т.е. энергия, которой должны обладать сталкивающиеся молекулы, чтобы столкновение привело к химическому превращению.

Энергетическая диаграмма химической реакции.

А - реагенты, В - активированный комплекс (переходное состояние), С - продукты.

Чем больше энергия активации Ea, тем сильнее возрастает скорость реакции при увеличении температуры.

4. Поверхность соприкосновения реагирующих веществ. Для гетерогенных систем (когда вещества находятся в разных агрегатных состояниях), чем больше поверхность соприкосновения, тем быстрее протекает реакция. Поверхность твердых веществ может быть увеличена путем их измельчения, а для растворимых веществ - путем их растворения.

5. Катализ. Вещества, которые участвуют в реакциях и увеличивают ее скорость, оставаясь к концу реакции неизменными, называются катализаторами. Механизм действия катализаторов связан с уменьшением энергии активации реакции за счет образования промежуточных соединений. При гомогенном катализе реагенты и катализатор составляют одну фазу (находятся в одном агрегатном состоянии), при гетерогенном катализе - разные фазы (находятся в различных агрегатных состояниях). Резко замедлить протекание нежелательных химических процессов в ряде случаев можно добавляя в реакционную среду ингибиторы (явление "отрицательного катализа").

Скорость химических реакций.

Скорость реакции определяется изменением молярной концентрации одного из реагирующих веществ:

V = ± ((С2 - С1) / (t2 - t1)) = ± (DС / Dt)

где С1 и С2 - молярные концентрации веществ в моменты времени t1 и t2 соответственно (знак (+) - если скорость определяется по продукту реакции, знак (-) - по исходному веществу).

Реакции происходят при столкновении молекул реагирующих веществ. Ее скорость определяется количеством столкновений и вероятностью того, что они приведут к превращению. Число столкновений определяется концентрациями реагирующих веществ, а вероятность реакции - энергией сталкивающихся молекул.

Факторы, влияющие на скорость химических реакций.

1. Природа реагирующих веществ. Большую роль играет характер химических связей и строение молекул реагентов. Реакции протекают в направлении разрушения менее прочных связей и образования веществ с более прочными связями. Так, для разрыва связей в молекулах H2 и N2 требуются высокие энергии; такие молекулы мало реакционноспособны. Для разрыва связей в сильнополярных молекулах (HCl, H2O) требуется меньше энергии, и скорость реакции значительно выше. Реакции между ионами в растворах электролитов протекают практически мгновенно.

Фтор с водородом реагирует со взрывом при комнатной температуре, бром с водородом взаимодействует медленно и при нагревании.

Оксид кальция вступает в реакцию с водой энергично, с выделением тепла; оксид меди - не реагирует.

2. Концентрация. С увеличением концентрации (числа частиц в единице объема) чаще происходят столкновения молекул реагирующих веществ - скорость реакции возрастает.

Закон действующих масс (К. Гульдберг, П.Вааге, 1867г.).

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

aA + bB +… ®… .

V = k [A]a [B]b … .

Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора, но не зависит от значения концентраций реагентов.

Физический смысл константы скорости заключается в том, что она равна скорости реакции при единичных концентрациях реагирующих веществ.

Для гетерогенных реакций концентрация твердой фазы в выражение скорости реакции не входит.

3. Температура. При повышении температуры на каждые 10°C скорость реакции возрастает в 2-4 раза (Правило Вант-Гоффа). При увеличении температуры от t1 до t2 изменение скорости реакции можно рассчитать по формуле:

(t2 - t1) / 10 Vt2 / Vt1 = g

(где Vt2 и Vt1 - скорости реакции при температурах t2 и t1 соответственно; g- температурный коэффициент данной реакции).

Правило Вант-Гоффа применимо только в узком интервале температур. Более точным является уравнение Аррениуса:

k = A e -Ea/RT

A - постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ;

R - универсальная газовая постоянная ;

Ea - энергия активации, т.е. энергия, которой должны обладать сталкивающиеся молекулы, чтобы столкновение привело к химическому превращению.

Энергетическая диаграмма химической реакции.

А - реагенты, В - активированный комплекс (переходное состояние), С - продукты.

Чем больше энергия активации Ea, тем сильнее возрастает скорость реакции при увеличении температуры.

4. Поверхность соприкосновения реагирующих веществ. Для гетерогенных систем (когда вещества находятся в разных агрегатных состояниях), чем больше поверхность соприкосновения, тем быстрее протекает реакция. Поверхность твердых веществ может быть увеличена путем их измельчения, а для растворимых веществ - путем их растворения.

5. Катализ. Вещества, которые участвуют в реакциях и увеличивают ее скорость, оставаясь к концу реакции неизменными, называются катализаторами. Механизм действия катализаторов связан с уменьшением энергии активации реакции за счет образования промежуточных соединений. При гомогенном катализе реагенты и катализатор составляют одну фазу (находятся в одном агрегатном состоянии), при гетерогенном катализе - разные фазы (находятся в различных агрегатных состояниях). Резко замедлить протекание нежелательных химических процессов в ряде случаев можно добавляя в реакционную среду ингибиторы (явление «отрицательного катализа»).

Химическое равновесие.

Обратимые реакции - химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях.

Химическое равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой реакции (V1) равна скорости обратной реакции (V2). При химическом равновесии концентрации веществ остаются неизменными. Химическое равновесие имеет динамический характер: прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются.

Состояние химического равновесия количественно характеризуется константой равновесия, представляющей собой отношение констант прямой (K1) и обратной (K2) реакций.

Для реакции mA + nB pC + dD константа равновесия равна

K = K1 / K2 = ([C]p [D]d) / ([A]m [B]n)

Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ. Чем больше константа равновесия, тем больше равновесие сдвинуто в сторону образования продуктов прямой реакции.

Способы смещения равновесия.

Принцип Ле-Шателье. Если на систему, находящуюся в равновесии, производится внешнее воздействие (изменяются концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет это воздействие

V1 A + Б В V2

1. Давление. Увеличение давления (для газов) смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема (т.е. к образованию меньшего числа молекул).

V1 A + Б В; увеличение P приводит к V1 > V2 V2 2 1

2. Увеличение температуры смещает положение равновесия в сторону эндотермической реакции (т.е. в сторону реакции, протекающей с поглощением теплоты)

V1 В + Q, то увеличение t°C приводит к V2 > V1 A + Б V2 V1 В - Q, то увеличение t°C приводит к V1 > V2 A + Б V2

3. Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещает равновесие в сторону прямой реакции. Увеличение концентраций исходных веществ [A] или [Б] или [А] и [Б]: V1 > V2.

4. Катализаторы не влияют на положение равновесия.

Не нашли ответ на свой вопрос? Посмотрите здесь

Юрий болдырев - как избежать гражданской войны

"Старуха Изергиль": анализ рассказа, образы героев События жизни старухи изергиль

В афганистане воевали секретные милицейские команды Неизвестные герои Афгана