Вся химия в 50 таблицах - Стахеев А.Ю.
ISBN 5-7804-0063-6
Скачать (прямая ссылка):
VAt
: const
0 =
дсреаг At
дс,
продукт д1
Чем определяется скорость?
Реакция происходит при столкновении молекул реагирующих веществ, поэтому скорость определяется Ф числом столкновений и © их энергией
(I) Концентрация (число молекул в единице объема). Чем выше концентрация, тем чаще происходят столкновения. О = [А] • [В] для А + В -» С
О = к[А] • [В] где к — константа скорости (к = О, если, например, [А] = [В] = 1)
Если в реакции в отдельном столкновении, т.е. элементарном акте, участвуют п молекул А и
т — В, т.е. пА + тВ -* С, то
Закон действующих масс (К.М.Гульдберг и П.Вааге, 1864 г)
Е. переходное
состояние
т5 = к-[А]п-[В]л
п, т — порядки реакции — часто не равны стехиометрическим коэффициентам. Причина — сложный механизм реакций.
® Температура (мера кинетической энергии молекул). Чтобы реакция прошла, необходимо разрушить связи в исходной молекуле. Для этого требуется энергия (энергия активации). Молекулы должны столкнуться с определенной энергией. Так как доля молекул, обладающих необходимой энергией, быстро увеличивается с ростом температуры, скорость реакции резко возрастает с ростом температуры.
Приближенное правило Вант-Гоффа: скорость возрастает в 2-4 раза при нагревании на 10°С.
Е,
Уравнение Аррениуса:
^акт
реагенты Г
до
продукты
k = const • е"
-акт "ИТ
Н — газовая постоянная, Т — температура, К @ Катализатор — изменение механизма реакции -* уменьшение энергии активации -* увеличение скорости. Ингибитор — уменьшение скорости реакции.
Глубина протекания (химическая термодинамика) Многие химические реакции не удается довести до конца
Н2 +
350°С => 80%HI +
10%Н2 +
10%1,
350'С
= Н1
смесь чистый
Реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях, называют обратимыми
А 2HI= Н,+ ^обр 2
> t
При равновесии: т5пр = ^
Химическое равновесие имеет динамический характер
Для реакции: тА + пВ-=-рС + дО
константа равновесия К „
При данной температуре К имеет
_ [С]Р[Р]" постоянное значение, характери-
[А]т[В]п зует равновесный состав смеси
Способы смешения химического равновесия Принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказывать внешнее воздействие (изменить Т, Р, концентрацию), то равновесие в системе смещается в том направлении, при котором эффект воздействия уменьшается.
Т
ЗК2+ N2
+ NH,
Катализатор не влияет на положение равновесия (константу равновесия), а только ускоряет его достижение
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов
Условно считают, что окисление — это отдача атомом, ионом, молекулой электронов, а восстановление — присоединение к ним электронов. При окислении степень окисления атома возрастает, при восстановлении уменьшается.
Окисление одних атомов (А) в данной реакции: А -п ё = Ап+ (А — восстановитель) всегда сопровождается
восстановлением других атомов (Э) в данной реакции: Э +пё = э"~ (э — окислитель)
ВОССТАНОВЛЕНИЕ
понижение степени окисления
... -3-2-1012 3...
повышение степени окисления ОКИСЛЕНИЕ
Окислительно-восстановительные реакции
2NaCr02 + 3Br2 + 8NaOH
Межмолекулярные _1
2Na2Cr04 + 6NaBr + 4H20
восстановитель
окислитель
Внутримолекулярные
с участием атомов
атомы различных одного элемента
элементов (диспропорционирование)
-Н5-2 +* 0 +5 +7 -1
4HN03 = 2H20 + 4N02 + 02 4КСЮ3 = 3KCI04 + KCI
Для того, чтобы определить направление протекания и продукты реакции, необходимо установить:
Окислители:
1. Простые вещества, образованные атомами элементов-неметаллов VI—VII групп (F2, 03, 02, Cl2, Вг2 и др.)
2. Многие многозарядные ионы металлов:
Fe3+ + i = Fe2+; Cu2+ + ё = Cu+
3. Ионы, содержащие атомы элементов в высоких степенях окисления:
MnO„- (Мп VII), Сг2072" (Cr VI)
4. Ионы и молекулы, содержащие атомы неметаллов в высших степенях окисления:
+5 +5
HN03, KCI03 и др.
5. Кислоты (за счет ионов Н+)
6. Пероксиды, надпероксиды, озониды
Восстановители:
1. Атомы металлов 1-Ш групп и др. (N8, Са, А1, Ре...)
2. Отрицательно заряженные ионы неметаллов Б2", СГ и др.
3. Многие сравнительно малозарядные ионы металлов (Ре2+, Мпг+ и др.)
4. Ионы и молекулы, содержащие атомы в промежуточных степенях окисления:
SO,
-м
SO,2"
H3PO3 и др.
'2>
5. Н2, СО, СН„, NH3, С
6. Гидриды металлов I-III групп (СаН
UH и др.)
Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций используют:
Метод электронного баланса
Метод электронно-ионного баланса
(в водных растворах)
1. Найти окислитель и восстановитель.
2. Определить, какие ионы существуют в растворе
3. Записать схемы полуреакций окисления и восстановления
4. Сбалансировать число атомов в каждой части, добавляя
Н + или Н20 — в кислой среде
ОН _ или Н 20 — в щелочной
5. Уравнять число электронов (зарядов)
6. Суммировать полуреакции в полное электронно-ионное уравнение (электроны сокращаются!)
7. Найти коэффициенты КС1+ МпС12 + С12 + Н20
4 + 8Н+ + 5е"= Мп2+ + 4Н20 (восстановление)
КМп04 + HCI
