Общая и неорганическая химия






Скачать 360.94 Kb.
НазваниеОбщая и неорганическая химия
страница1/3
Дата публикации04.06.2015
Размер360.94 Kb.
ТипЗакон
d.120-bal.ru > Химия > Закон
  1   2   3


МИНИСТЕРСТВО СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА

И ПРОДОВОЛЬСТВИЯ РЕСПУБЛИКИ БЕЛАРУСЬ

УО “ГРОДНЕНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ АГРАРНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ”
КАФЕДРА ХИМИИ
ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Общие закономерности протекания химических реакций

Лекция: Кинетика химических реакций

Лекция: Химическое равновесие

Для студентов сельскохозяйственных специальностей


Гродно 2008

УДК: 546 (076.5)

ББК 24.1 Я 73

Р 13

Рецензент: кандидат сельскохозяйственных наук, доцент С.А. Тарасенко
Апанович, З.В.


Р 13

Кинетика химических реакций. Химическое равновесие: лекции по курсу «Общая и неорганическая химия » для студентов сельскохозяйственных специальностей / З.В. Апанович. – Гродно : ГГАУ , 2007. – 37 с.

У
УДК: 546 (076.5)

ББК 24.1 Я 73


чебно-методическое пособие включает лекции по отдельным темам курса «Общая и неорганическая химия» и предназначено для контролируемой самостоятельной работы студентов инженерно – технологического, ветеринарного и факультета защиты растений. Использование таких пособий, в которых рассмотрены важнейшие теоретические вопросы в доступной и сжатой форме, позволит студентам быстрее и эффективнее изучить материал.

Рекомендовано межфакультетской методической комиссией факультета защиты растений 28 ноября 2007 г. (протокол № 2).


© УО «Гродненский государственный аграрный университет»,2008

© Апанович З.В.,2008

Тема: Кинетика химических реакций
Содержание:

Стр.


  1. Понятие о скорости химических реакций (х.р.)………. 4




  1. Закон действующих масс (з.д.м.)……………………… 6




  1. Молекулярность и порядок реакций…………………… 7




  1. Влияние температуры на скорость реакции…………... 9




  1. Влияние катализатора на скорость реакции…………… 14




  1. Сложные реакции……………………………………….. 20



Тема: Химическое равновесие

Содержание:



  1. Обратимость химических реакций и понятие о

химическом равновесии……………………………….. 23


  1. Свободная энергия Гиббса и константа

Равновесия…………………………………………….. 28


  1. Факторы, влияющие на равновесие. Принцип

Ле – Шателье – Брауна………………………………… 29


  1. Фазовые равновесия. Правило фаз Гиббса………….. 32

Тема: Кинетика химических процессов
Вопрос 1. Понятие о скорости химических реакций

О принципиальной осуществимости процесса судят по величине изменения энергии Гиббса системы. Однако эта величина ничего не говорит о реальной возможности протекания реакции в данных конкретных условиях, не дает никакого представления о скорости и механизме процесса. Например, реакция взаимодействия оксида азота (II) с кислородом
2 N0( г ) + 02 ( г ) = 2 N02 ( г ) G0 298 = - 150 кДж/моль
проходит очень быстро при комнатной температуре. В то время как реакция

2 H2 (г) + О2 (г) = 2 Н2О(г) G0298 = - 476 кДж/моль
характеризуется значительно большим уменьшением энергии Гиббса, в обычных условиях не протекает, но в присутствии катализатора при t =7000С практически протекает мгновенно (со взрывом).

Таким образом, для полного описания химической реакции необходимо знать также закономерность ее протекания во времени, т.е. ее скорость и механизм. Раздел химии – химическая кинетика изучает скорость и механизм химических реакций. Одни химические реакции протекают быстро, а другие медленно. Например, нейтрализация кислоты основанием происходит сразу же после того, как мы смешаем их в одном сосуде. Также при смешивании раствора Ag+ с раствором Cl- на глазах происходит выпадение осадка AgCl.

Другие реакции, например, сгорание бензина протекает быстрее или медленнее в зависимости от того, каким образом осуществляется контакт между реагентами. Если смешать пары бензина с воздухом, то скорость так велика, что при этом происходит взрыв. Но если поджечь небольшое количество бензина, он будет гореть довольно медленно. Очень медленно протекают например, ржавление железа (окисление), переваривание пищи, сбраживание сахара в спирт и фотосинтез.

Раздел химии–-химическая кинетика изучает скорость и механизм химических реакций.

Скоростью химической реакции называется изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени при неизменном объеме системы.

Графически изобразим зависимость концентрации исходного вещества от времени.


Скорость реакции может быть установлена лишь для определенного промежутка времени. Так, концентрация исходного вещества в некоторый момент времени t1 равна с1, в момент t2 c2., то за промежуток времени t = t2 - t1 изменение концентрации составит

c = c2 - c1

Тогда средняя скорость реакции будет равна
с2 – с1 c

Vср = - -------- = - ---

t2 – t1 t
Знак минус ставится потому, что хотя концентрация исходного вещества убывает, скорость может быть только положительной величиной.

Поскольку средняя скорость реакции изменяется в интервале  t , то в химической кинетике рассматривают только истинную скорость реакции, т.е. скорость в данный момент времени, которая определяется как первая производная от концентрации по времени. d с

Vист. = -----

d t

Скорость химической реакции зависит от многих факторов, среди которых:

- природа и концентрация реагирующих веществ;

- температура;

- давление (для реакций с участием газов );

- присутствие катализаторов;

- среда (для реакций в растворах);

- интенсивность света (в фотохимических реакциях).

Скорость гомогенной реакции определяется количеством вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции в единице объема системы. Скорость гетерогенной реакции определяется количеством вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени на поверхности фазы, например,

Fe + 2 HCl = FeCl2 + H2 ,

реакция металла идет только на поверхности металла, только здесь соприкасаются друг с другом реагирующие вещества.
Вопрос 2. Закон действующих масс
Основным законом химической кинетики является открытый норвежскими учеными математиком Гульдбергом и химиком Вааге (1867 г.) закон действующих масс, согласно которому скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов.

( К.Гульдберг и П.Вааге называли «действующей массой» - массу вещества в единице объема, отсюда название закона. Современный термин концентрация ввел Вант – Гофф). Для двумолекулярной реакции, протекающей в гомогенной среде, вида

m A + n B = p C + q D ;

скорости прямой и обратной реакций выразятся следующими кинетическими уравнениями:

= k1 · CAm · CBn

= k2 · CСp · CDq,
где: СА, Св, Сс и СD – концентрации реагентов А, В

и продуктов С и D – моль/л

m, n ,p,q – стехиометрические коэффициенты

k – коэффициент пропорциональности, который называется константой скорости.

Кинетическим уравнением называется уравнение, связывающее скорость реакции с концентрацией реагирующих веществ.

Константа скорости – это скорость реакции при концентрациях реагирующих веществ, равных 1 моль/л, зависит от природы реагирующих веществ и температуры, но не зависит от концентрации.
Вопрос 3. Молекулярность и порядок реакций
В элементарном акте реакции могут принимать участие одна, две или три молекулы. По этому признаку различают мономолекулярные (одномолекулярные), бимолекулярные

( двумолекулярные ) и тримолекулярные реакции.

Молекулярностью реакции называется число молекул, одновременно вступающих во взаимодействие. Примером мономолекулярной реакции могут быть реакции разложения и внутримолекулярных перегруппировок.

  1. мономолекулярная реакция – в элементарном акте участвует одна молекула: например, диссоциация молекулярного иода на атомы

I2 = 2I

кинетическое уравнение имеет вид:

V = k · C V = k · C

2) бимолекулярные реакции – в элементарном акте участвуют 2 молекулы одного или различного вида.

Например:

I 2 + H2 = 2H I

Кинетическое уравнение имеет вид:

V = k · C1 · C2 V = k · CH2 · CI 2

3) тримолекулярные реакции – в элементарном акте участвуют 3 молекулы одного или различных видов; такие реакции редки, так как вероятность одновременного соударения многих частиц очень мала.

Например:

2NO + H2 = N2O + H2O

Кинетическое уравнение имеет вид:

V = k · C1 · C2· C3

Или для конкретного примера:

V = k · C21 · C2 V = k · CNO2 · CH2

По виду кинетического уравнения определяется порядок реакции, который равен сумме степеней концентраций в кинетическом уравнении.

Для простых гомогенных реакций, протекающих в одну стадию, молекулярность и порядок реакции совпадают, т.е. мономолекулярная реакция соответствует реакции первого порядка, бимолекулярная реакция – реакция 2-порядка, тримолекулярная – реакция 3-го порядка. Для сложных реакций, протекающих в несколько стадий, формальное представление о порядке не связано с истинной молекулярностью реакции. Поэтому встречаются реакции дробного, нулевого и даже отрицательного порядка по одному из компонентов. Порядок реакции определяется только из экспериментальных данных. Например, каталитическое разложение аммиака на поверхности вольфрама описывается уравнением V = k, скорость не зависит от концентрации реагентов, т.е. реакция нулевого порядка.
Вопрос 4. Влияние температуры на скорость реакции

  1   2   3

Добавить документ в свой блог или на сайт

Похожие:

Общая и неорганическая химия iconЭкзаменационные вопросы по дисциплине ‹‹Общая и неорганическая химия››...
Экзаменационные вопросы по дисциплине ‹‹Общая и неорганическая химия›› на 2013-2014 учебного года для студентов 2 курса

Общая и неорганическая химия iconКурсы Сессия
Химия, физика, математика, латинский язык, биоорганическая химия, информатика, психология, педагогика, медицинская информатика, анатомия:...

Общая и неорганическая химия iconИнструкция для участника единого государственного экзамена Общая часть
Егэ проводится по следующим общеобразовательным предметам: русский язык, математика, физика, химия, биология, история, обществознание,...

Общая и неорганическая химия iconПодготовила: учитель химии Павлова Ольга Викторовна Химия в разных науках
Также химия «запустила свои руки» во все изучаемые школьные предметы. Несмотря на сложность предмета, каждый из вас, даже не имевший...

Общая и неорганическая химия iconВходной тест контроль. Какие вопросы рассматривает общая нозология?
Наименование занятия: Общая нозология. Общая этиология. Общий патогенез. Роль повреждающих факторов внешней среды в происхождении...

Общая и неорганическая химия iconНе вдыхай дым [[Текст]] / С. М. Комаров // Химия и жизнь XXI век
Комаров, С. М. Не вдыхай дым [[Текст]] / С. М. Комаров // Химия и жизнь XXI век. — 2011.— N — С. — (В зарубежных лаблраториях)

Общая и неорганическая химия iconКонтрольная работа по дисциплине: Общая патология
Вопрос №31: «Аллергия: характеристика понятия и общая характеристика аллергии. Актуальность проблемы»

Общая и неорганическая химия iconОбщая нозология какие вопросы рассматривает общая нозология?
Перечень экзаменационных тестовых заданий для студентов стоматологического факультета

Общая и неорганическая химия iconТематический план практических занятий по дисциплине «Общая и клиническая иммунология»
«Общая и клиническая иммунология» для студентов 4 курса медико-биологического факультета

Общая и неорганическая химия iconОсновная образовательная программа по направлению подготовки 44....

Вы можете разместить ссылку на наш сайт:


медицина


При копировании материала укажите ссылку © 2016
контакты
d.120-bal.ru
..На главную