Сегодня урок химии 7 — Типы химических реакций.   Термохимия. Кинетика и катализ. Но прежде запишите ответы к тестовым заданиям урока химии 6: 1-2, 2-2, 3-2, 4-3, 5-4, 6-2, 7-3, 8-1, 9-1, 10-4, 11-2, 12-4, 13-2, 14-1, 15-2, 16-2, 17-4, 18-3, 19-3, 20-4, 21-2, 22-2, 23-1, 24-2,  25-2.

Сейчас разберем основные положения урока химии 7.

По числу и составу исходных и образующихся веществ реакции делятся на:

Реакции разложения. Из одного вещества образуются два или большее количество новых веществ, например разложение нитрата меди: 2Cu(NO₃)₂ → 2СuO + 4NO₂ + O₂

Реакции соединения. Из нескольких веществ образуется одно новое вещество: СО₂ + Н₂О + СаСО₃ → Са(НСО₃)₂

Реакции замещения. Атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложном веществе: Zn + 2HCI → ZnCl₂ + H₂↑.

Реакции обмена. Составные части веществ обмениваются местами: AgNO₃ + NaCl → AgCl↓ + NaNO₃

По тепловому эффекту реакции подразделяются на экзотермические и эндотермические. Выделенная или поглощенная теплота называется тепловым эффектом реакции.  При экзотермических реакциях происходит выделение теплоты: H₂ + Cl₂ → 2HCl + Q. Эндотермические реакции сопровождаются поглощением теплоты: N₂ + O₂ → 2NO – Q. 

По изменению степени окисления реакции делятся на протекающие без изменения степени окисления и протекающие с изменением степени окисления элементов. Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов называются окислительно-восстановительными. Процесс отдачи электронов называется окислением. Вещества, отдающие электроны в ходе химической реакции называются восстановителями. Процесс приема веществами электронов называется восстановлением. Вещества, которые в ходе реакции принимают электроны называются окислителями.

Окислительно-восстановительные реакции бывают следующих типов: а) межмолекулярные — степень окисления изменяют атомы, входящие в состав разных исходных веществ, например:

     ^{+1  -1        +7                 +2                               0}

16НСI + 2KMnO₄ → 2MnCl₂ + 2KCl + 5Cl₂↑ + 8H₂O

б) внутримолекулярные реакции – атомы, изменяющие степень окисления входят в состав разных атомов одного  исходного вещества:

    ^{+5 -2              -1          0}

2КClO₃ → 2KCl  +  3O₂↑

в) Реакции диспропорционирования – атомы одного и того же элемента являются как окислителями, так и восстановителями, как например:

     ^{0                                 -1         +5} 

3Cl₂  +  6KOH → 5KCl  +  KClO₃  +  3H₂O

В рамках урока 7 «Типы химических реакций. Термохимия. Кинетика и катализ» рассмотрим некоторые положения термохимии.

Термохимическое уравнение – уравнение реакции, в котором приводится тепловой эффект.

Тепловой эффект – количество теплоты, выделившееся или поглощенное химической системой при протекании в ней химической реакции. Тепловой эффект обозначают символами Q или ∆Н (Q = -∆Н). Если Q > 0 (∆Н<0), то реакция идет с выделением теплоты и называется экзотермической, например:

H₂ + Cl₂ = 2HCl + 184,6 кДж/моль.

Если Q< 0 (∆Н > 0), то реакция  идет с поглощением теплоты и называется  эндотермической, например:

N₂ + O₂ = 2NO – 180,8 кДж/моль

Теплота образования ∆Н⁰_обр – тепловой эффект образования одного моля соединения из простых веществ в их стандартных состояниях. Теплота образования простого вещества в стандартном состоянии равна 0.

Стандартное состояние – состояние вещества при p = 101325 Па,                  T = 298,1 К. Для простых веществ в качестве стандартного состояния выбирают наиболее устойчивую аллотропную форму (для углерода – графит, для серы – ромбическая сера).

Закон Гесса (1840) – тепловой эффект химической реакции не зависит от пути реакции, а определяется только состоянием исходных веществ и продуктов реакции.

Следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции равен  разности суммы теплот образования продуктов  реакции и суммы теплот образования исходных веществ (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов). Для реакции вида

aA+bB → cC+dD

тепловой эффект равен

∆Н⁰ = с·∆Н⁰_обр (С) + d·∆Н⁰_обр (D) — a·∆Н⁰_обр (A) — b·∆Н⁰_обр (B).

Скорость химической реакций – скорость изменения молярной концентрации одного из реагирующих веществ.

Средняя скорость:

υ = ± = ;

где с₁ и с₂ – молярные концентрации вещества в моменты времени t₁ и t₂, соответственно; знак «+» ставится, если скорость определяется по продукту реакции, знак «-» — по исходному веществу.

Мгновенная скорость определяется производной от концентрации по времени:

υ =  = ± с'(t).

Скорость химической реакций зависит от: а) природы реагирующих веществ; б) концентрации реагирующих веществ; в) температуры; г)присутствия катализаторов.

Закон действующих масс (К. Гульдберг, П. Вааге, 1867) – скорость химической реакций при постоянной температуре прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Правило Вант-Гоффа – при повышении температуры на десять градусов скорость большинства химических реакций возрастает в 2-4 раза:

υ(T₂) = υ (T₁) ·γ^(T₂^—T₁^)/10,

где γ= 24 – температурный коэффициент скорости. Правило Вант-Гоффа можно применять в небольшом температурном интервале.

Уравнение Аррениуса – описывает зависимость константы скорости от температуры:

k(T)=A·e^—EA/(RT),

где  A – постоянная, зависящая только от природы реагирующих веществ, R – универсальная постоянная,  E_A – энергия активации реакции.

Энергия активации – энергия, которой должны обладать сталкивающиеся молекулы, чтобы столкновение привело к химическому превращению. Для большинства реакций энергия активации составляет несколько десятков кДж/моль.

Катализ – изменение скорости химической реакции в присутствии катализаторов. Катализ называется положительным, если скорость реакции увеличивается, и отрицательным, если скорость уменьшается. При гомогенном катализе реагенты и катализатор находятся в одном фазе, при гетерогенном катализе – в разных фазах.

Катализатор – вещество, участвующее в реакции изменяющее ее скорость, но остающееся неизменным после того, как химическая реакция заканчивается. Катализатор, замедляющий реакцию, называется ингибитором. Механизм действия катализаторов связан с тем, что они изменяют энергию активации реакции за счет образования промежуточных соединений.

Обратимые реакции – химические реакции, которые при одних и тех же условиях могут идти в прямом и в обратном направлениях.

Необратимые реакции — химические реакции, которые идут практически до конца в одном направлении.

Химическое равновесие – состояние системы, в котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. При химическом равновесии концентрации веществ остаются неизменными. Химическое равновесие имеет динамический характер: это означает, что и прямая, и обратная реакции при равновесии не прекращаются.

Константа равновесия – количественно характеризует химическое равновесие. Для обратимой реакции типа

aA+bB=cC+dD

константа равновесия К равна частному от деления произведения концентраций продуктов реакции на произведение концентраций исходных веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции. Имеются в виду  равновесные концентрации участников реакции (моль/л). Константа равновесия зависит от температуры и не зависит от концентраций веществ. Чем больше константа равновесия, тем сильнее равновесие смещено в сторону образования продуктов прямой реакции.

Принцип Ле Шателье – внешнее воздействие на систему, находящуюся в состоянии равновесия, приводит к смещению этого равновесия в направлении, при котором эффект произведенного воздействия ослабляется.

Примеры.

1)  Увеличение давления смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема.

2) Увеличение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции.

3) Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещают равновесие в сторону прямой реакции.

Катализаторы не влияют на положение равновесия.

Это был урок химии 7 — Типы химических реакций.   Термохимия. Кинетика и катализ