Общая и неорганическая химия
Скачать 360.94 Kb.
|
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.
Тема: Химическое равновесие Содержание:
химическом равновесии……………………………….. 23
Равновесия…………………………………………….. 28
Ле – Шателье – Брауна………………………………… 29
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 кислородом2 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.
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 |
Добавить документ в свой блог или на сайт
Похожие:
 | Экзаменационные вопросы по дисциплине ‹‹Общая и неорганическая химия›› на 2013-2014 учебного года для студентов 2 курса | | Химия, физика, математика, латинский язык, биоорганическая химия, информатика, психология, педагогика, медицинская информатика, анатомия:... |
 | Егэ проводится по следующим общеобразовательным предметам: русский язык, математика, физика, химия, биология, история, обществознание,... | | Также химия «запустила свои руки» во все изучаемые школьные предметы. Несмотря на сложность предмета, каждый из вас, даже не имевший... |
| Наименование занятия: Общая нозология. Общая этиология. Общий патогенез. Роль повреждающих факторов внешней среды в происхождении... | | Комаров, С. М. Не вдыхай дым [[Текст]] / С. М. Комаров // Химия и жизнь XXI век. — 2011.— N — С. — (В зарубежных лаблраториях) |
| Вопрос №31: «Аллергия: характеристика понятия и общая характеристика аллергии. Актуальность проблемы» | | Перечень экзаменационных тестовых заданий для студентов стоматологического факультета |
| «Общая и клиническая иммунология» для студентов 4 курса медико-биологического факультета | |