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 ∆Н0обр – 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·∆Н0обр (С) + d·∆Н0обр (D) — a·∆Н0обр (A) — b·∆Н0обр (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, EA – 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