Раздели: Химия

Целта на урока

• образователен:продължете формирането на концепцията за "скорост на химичните реакции", изведете формули за изчисляване на скоростта на хомогенни и хетерогенни реакции, помислете от какви фактори зависи скоростта на химичните реакции;
• развитие:да се научат да обработват и анализират експериментални данни; да може да открива връзката между скоростта на химичните реакции и външните фактори;
• образователен:да продължи развитието на комуникационните умения в хода на двойната и колективната работа; да насочи вниманието на учениците към значението на знанията за скоростта химическа реакциясрещащи се в ежедневието (корозия на метала, вкисване на млякото, гниене и др.)

Учебни помагала: Д.мултимедиен проектор, компютър, слайдове по основните въпроси на урока, CD-ROM "Кирил и Методий", таблици на масите, протоколи от лабораторни упражнения, лабораторно оборудване и реактиви;

Методи на обучение:репродуктивни, изследователски, частично търсещи;

Форма на организация на занятията:разговор, практическа работа, самостоятелна работа, изпитване;

Форма на организация на работа на учениците:фронтален, индивидуален, групов, колективен.

1. Организация на класа

Готовност на класа за работа.

2. Подготовка за основния етап на усвояване на учебния материал. Активиране на основни знания и умения(Слайд 1, вижте презентацията към урока).

Темата на урока е „Скоростта на химичните реакции. Фактори, влияещи върху скоростта на химичната реакция.

Задача: да разберете каква е скоростта на химичната реакция и от какви фактори зависи тя. В хода на урока ще се запознаем с теорията на въпроса по горната тема. На практика ще потвърдим някои от нашите теоретични предположения.

Прогнозна активност на учениците

Активната работа на учениците показва тяхната готовност да възприемат темата на урока. Учениците се нуждаят от знания за скоростта на химичната реакция от курса за 9. клас (вътрешнопредметна комуникация).

Нека обсъдим следните въпроси (фронтално, слайд 2):

1. Защо се нуждаем от знания за скоростта на химичните реакции?
2. Какви примери могат да потвърдят, че химичните реакции протичат с различна скорост?
3. Как се определя скоростта на механичното движение? Каква е мерната единица за тази скорост?
4. Как се определя скоростта на химичната реакция?
5. Какви условия трябва да се създадат, за да започне химична реакция?

Разгледайте два примера (експериментът се провежда от учителя).

На масата има две епруветки, в едната е разтвор на основа (КОН), в другата е пирон; Добавете разтвор на CuSO4 към двете епруветки. какво виждаме

Прогнозна активност на учениците

Използвайки примери, учениците преценяват скоростта на реакциите и правят подходящи изводи. Записване на дъската на направените реакции (двама ученика).

В първата епруветка реакцията настъпи моментално, във втората - все още няма видими промени.

Съставете уравненията на реакцията (двама ученика пишат уравнения на дъската):

1. CuSO 4 + 2KOH \u003d Cu (OH) 2 + K 2 SO 4; Cu 2+ + 2OH - \u003d Cu (OH) 2
2. Fe + CuSO 4 \u003d FeSO 4 + Cu; Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu 0

Какъв извод можем да направим от проведените реакции? Защо едната реакция е моментална, а другата бавна? За да направите това, е необходимо да запомните, че има химични реакции, които протичат в целия обем на реакционното пространство (в газове или разтвори), а има и други, които се случват само на контактната повърхност на веществата (изгаряне на твърдо вещество в газ, взаимодействието на метал с киселина, сол на по-малко активен метал).

Прогнозна активност на учениците

Въз основа на резултатите от демонстрирания експеримент учениците правят заключение:реакция 1 е хомогенна и реакция

2 - разнородни.

Скоростите на тези реакции ще бъдат математически определени по различни начини.

Изучаването на скоростите и механизмите на химичните реакции се нарича химична кинетика.

3. Усвояване на нови знания и начини на действие(Слайд 3)

Скоростта на реакцията се определя от промяната в количеството на веществото за единица време

В блок V

(за хомогенни)

На единица контактна повърхност на вещества S (за хетерогенни)

Очевидно с това определение стойността на скоростта на реакцията не зависи от обема в хомогенна система и от зоната на контакт на реагентите - в хетерогенна.

Прогнозна активност на учениците

Активни действия на учениците с обекта на изследване. Въвеждане на таблицата в тетрадка.

От това следват две важни моменти(слайд 4):

2) изчислената стойност на скоростта ще зависи от това от какво вещество се определя, а изборът на последното зависи от удобството и лекотата на измерване на нейното количество.

Например, за реакцията 2H 2 + O 2 = 2H 2 O: υ (за H 2) = 2 υ (за O 2) = υ (за H 2 O)

4. Затвърдяване на първичните знания за скоростта на химичната реакция

За да консолидираме разглеждания материал, ще решим проблема с изчислението.

Прогнозна активност на учениците

Първично осмисляне на усвоените знания за скоростта на реакцията. Правилността на решението на проблема.

Задача (слайд 5).Химическата реакция протича в разтвор съгласно уравнението: A + B = C. Начални концентрации: вещества А - 0,80 mol / l, вещества B - 1,00 mol / l. След 20 минути концентрацията на вещество А намалява до 0,74 mol/L. Определете: а) средната скорост на реакция за този период от време;

б) концентрацията на вещество С след 20 минути. Решение (Приложение 4, слайд 6).

5. Усвояване на нови знания и начини на действие(извършване на лабораторна работа в хода на повторение и изучаване на нов материал, стъпка по стъпка, Приложение 2).

Знаем, че различни фактори влияят върху скоростта на химичната реакция. Който?

Прогнозна активност на учениците

Разчитане на знанията от 8-9 клас, писане в тетрадка в хода на изучаване на материала. Списък (слайд 7):

Естеството на реагентите;

температура;

Концентрацията на реагентите;

Действието на катализаторите;

Контактна повърхност на реагенти (при хетерогенни реакции).

Влиянието на всички тези фактори върху скоростта на реакцията може да се обясни с помощта на проста теория - теория на сблъсъка (слайд 8).Основната му идея е следната: реакциите възникват, когато частици от реагенти, които имат определена енергия, се сблъскат.

От това можем да направим следните изводи:

1. Колкото повече частици реагент, колкото по-близо са една до друга, толкова по-вероятно е да се сблъскат и да реагират.
2. Води само до реакция ефективни сблъсъци,тези. тези, при които "старите връзки" са разрушени или отслабени и следователно могат да се образуват "нови". Но за това частиците трябва да имат достатъчна енергия.

Минималният енергиен излишък (над средната енергия на частиците в системата), необходим за ефективен сблъсък на частици в системата), необходим за ефективен сблъсък на реагентни частици, се наричаактивираща енергия да.

Прогнозна активност на учениците

Разбиране на понятието и записване на определението в тетрадка.

Така по пътя на всички частици, влизащи в реакцията, има някаква енергийна бариера, равна на енергията на активиране. Ако е малък, значи има много частици, които успешно го преодоляват. При голяма енергийна бариера е необходима допълнителна енергия за преодоляването й, понякога е достатъчен добър „тласък“. Запалвам спиртната лампа - давам допълнителна енергия да,необходим за преодоляване на енергийната бариера при реакцията на взаимодействието на алкохолни молекули с кислородни молекули.

Обмисли фактори, които влияят на скоростта на реакцията.

1) Естеството на реагентите(слайд 9) Природата на реагиращите вещества се разбира като техния състав, структура, взаимно влияние на атомите в неорганични и органични вещества.

Големината на енергията на активиране на веществата е фактор, чрез който се влияе влиянието на природата на реагиращите вещества върху скоростта на реакцията.

Брифинг.

Самостоятелно формулиране на заключения (Приложение 3 у дома)

Кинетика- наука за скоростите на химичните реакции.

Скоростта на химична реакция- броя на елементарните актове на химично взаимодействие, възникващи за единица време на единица обем (хомогенни) или на единица повърхност (хетерогенни).

Истинска скорост на реакция:

За хомогенни, хетерогенни реакции:

1) концентрация на реагиращи вещества;

2) температура;

3) катализатор;

4) инхибитор.

Само за разнородни:

1) скоростта на подаване на реагенти към интерфейса;

2) повърхностна площ.

Основният фактор - естеството на реагиращите вещества - естеството на връзката между атомите в молекулите на реагентите.

NO 2 - азотен оксид (IV) - лисича опашка, CO - въглероден оксид, въглероден оксид.

Ако се окисляват с кислород, тогава в първия случай реакцията ще протече незабавно, струва си да отворите запушалката на съда, във втория случай реакцията се удължава във времето.

Концентрацията на реагентите ще бъде обсъдена по-долу.

Синята опалесценция показва момента на утаяване на сярата, колкото по-висока е концентрацията, толкова по-висока е скоростта.

Ориз. десет

Колкото по-голяма е концентрацията на Na 2 S 2 O 3, толкова по-малко време отнема реакцията. Графиката (фиг. 10) показва правопропорционална зависимост. Количествената зависимост на скоростта на реакцията от концентрацията на реагентите се изразява чрез ММА (закона за масовото действие), който гласи: скоростта на химичната реакция е правопропорционална на произведението на концентрациите на реагентите.

Така, основен закон на кинетикатае експериментално установен закон: скоростта на реакцията е пропорционална на концентрацията на реагентите, пример: (т.е. за реакцията)

За тази реакция H 2 + J 2 = 2HJ - скоростта може да се изрази като промяна в концентрацията на всяко от веществата. Ако реакцията протича отляво надясно, тогава концентрацията на H 2 и J 2 ще намалее, концентрацията на HJ ще се увеличи в хода на реакцията. За моментната скорост на реакциите можете да напишете израза:

квадратните скоби показват концентрация.

физически смисъл к–молекулите са в непрекъснато движение, сблъскват се, разпръскват се, удрят се в стените на съда. За да се осъществи химическата реакция на образуване на HJ, молекулите H 2 и J 2 трябва да се сблъскат. Броят на такива сблъсъци ще бъде толкова по-голям, колкото повече молекули H 2 и J 2 се съдържат в обема, т.е. толкова по-големи ще бъдат стойностите на [Н 2 ] и . Но молекулите се движат с различни скорости и общата кинетична енергия на двете сблъскващи се молекули ще бъде различна. Ако най-бързите молекули H 2 и J 2 се сблъскат, тяхната енергия може да бъде толкова висока, че молекулите да се разпаднат на йодни и водородни атоми, които се разлитат и след това взаимодействат с други молекули H 2 + J 2 > 2H+2J, след това H + J 2 > HJ + J. Ако енергията на сблъскващите се молекули е по-малка, но достатъчно висока, за да отслаби връзките H - H и J - J, ще настъпи реакцията на образуване на йодоводород:

За повечето сблъскващи се молекули енергията е по-малка от необходимата за отслабване на връзките в H 2 и J 2 . Такива молекули "тихо" се сблъскват и също така "тихо" се разпръскват, оставайки това, което са били, H 2 и J 2 . Така не всички, а само част от сблъсъците водят до химическа реакция. Коефициентът на пропорционалност (k) показва броя на ефективните сблъсъци, водещи до реакцията при концентрации [H 2 ] = = 1 mol. Стойност к–постоянна скорост. Как може скоростта да е постоянна? Да, скоростта на равномерното праволинейно движение се нарича постоянно векторно количество, равно на съотношението на движението на тялото за всеки период от време към стойността на този интервал. Но молекулите се движат произволно, така че как скоростта може да бъде постоянна? Но постоянна скорост може да има само при постоянна температура. С повишаването на температурата делът на бързите молекули, чиито сблъсъци водят до реакция, се увеличава, т.е. константата на скоростта се увеличава. Но нарастването на константата на скоростта не е неограничено. При определена температура енергията на молекулите ще стане толкова голяма, че почти всички сблъсъци на реагентите ще бъдат ефективни. Когато две бързи молекули се сблъскат, ще настъпи обратна реакция.

Ще дойде момент, когато скоростите на образуване на 2HJ от H 2 и J 2 и разлагане ще бъдат равни, но това вече е химично равновесие. Зависимостта на скоростта на реакцията от концентрацията на реагентите може да се проследи с помощта на традиционната реакция на взаимодействие на разтвор на натриев тиосулфат с разтвор на сярна киселина.

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + H 2 S 2 O 3, (1)

H 2 S 2 O 3 \u003d Sv + H 2 O + SO 2 ^. (2)

Реакция (1) протича почти мигновено. Скоростта на реакцията (2) зависи при постоянна температура от концентрацията на реагента H 2 S 2 O 3 . Именно тази реакция наблюдавахме - в случая скоростта се измерва с времето от началото на изливането на разтворите до появата на опалесценция. В статията Л. М. Кузнецова описана е реакцията на взаимодействие на натриев тиосулфат със солна киселина. Тя пише, че когато разтворите се източват, се получава опалесценция (мътност). Но това твърдение на Л. М. Кузнецова е погрешно, тъй като опалесценцията и помътняването са различни неща. Опалесценция (от опал и лат есенция- наставка, означаваща слабо действие) - разсейване на светлината от мътни среди поради тяхната оптична нехомогенност. разсейване на светлината- отклонение на светлинните лъчи, разпространяващи се в средата във всички посоки от първоначалната посока. Колоидните частици са способни да разпръскват светлина (ефект на Тиндал-Фарадей) - това обяснява опалесценцията, леката мътност на колоидния разтвор. При провеждането на този експеримент е необходимо да се вземе предвид синята опалесценция и след това коагулацията на колоидната суспензия на сярата. Същата плътност на суспензията се отбелязва чрез видимото изчезване на всякакъв модел (например решетка на дъното на чашата), наблюдаван отгоре през слоя разтвор. Времето се отчита с хронометър от момента на източване.

Разтвори Na 2 S 2 O 3 x 5H 2 O и H 2 SO 4.

Първият се приготвя чрез разтваряне на 7,5 g сол в 100 ml Н2О, което съответства на концентрация от 0,3 М. За да се приготви разтвор на H 2 SO 4 със същата концентрация, е необходимо да се измери 1,8 ml H 2 SO 4 (k), ? = = 1,84 g / cm 3 и го разтворете в 120 ml H 2 O. Изсипете приготвения разтвор на Na 2 S 2 O 3 в три чаши: в първата - 60 ml, във втората - 30 ml, в третата - 10 мл. Добавете 30 ml дестилирана Н2О към втората чаша и 50 ml към третата. Така и в трите чаши ще има 60 ml течност, но в първата концентрацията на сол условно е = 1, във втората - ½, а в третата - 1/6. След като разтворите се приготвят, изсипете 60 ml разтвор на H 2 SO 4 в първата чаша със солен разтвор и включете хронометъра и т.н. Като се има предвид, че скоростта на реакцията намалява с разреждането на разтвора на Na 2 S 2 O 3, това може да се определи като стойност, обратно пропорционална на времето v=един/? и изградете графика, като нанесете концентрацията върху абсцисата и скоростта на реакцията върху ординатата. От това заключение - скоростта на реакцията зависи от концентрацията на веществата. Получените данни са изброени в таблица 3. Този експеримент може да се извърши с помощта на бюрети, но това изисква много практика от изпълнителя, тъй като графикът понякога е неправилен.

Таблица 3

Скорост и време за реакция

Законът на Гулдберг-Вааге е потвърден – професорът по химия Гулдерг и младият учен Вааге).

Помислете за следващия фактор - температурата.

С повишаването на температурата скоростта на повечето химични реакции се увеличава. Тази зависимост се описва от правилото на van't Hoff: "Когато температурата се повишава на всеки 10 ° C, скоростта на химичните реакции се увеличава 2-4 пъти."

където ? – температурен коефициент, показващ колко пъти се увеличава скоростта на реакцията с повишаване на температурата с 10 ° C;

v 1 - скорост на реакцията при температура t 1;

v 2 -скорост на реакция при температура t2.

Например, реакцията при 50 °C протича за две минути, колко време ще завърши процесът при 70 °C, ако температурният коефициент ? = 2?

t 1 = 120 s = 2 минути; t 1 = 50 °С; t 2 = 70 °C.

Дори леко повишаване на температурата предизвиква рязко увеличаване на скоростта на реакцията на активните молекулярни сблъсъци. Според теорията на активирането в процеса участват само тези молекули, чиято енергия е с определено количество по-голяма от средната енергия на молекулите. Тази излишна енергия е енергията на активиране. Физическото му значение е енергията, необходима за активния сблъсък на молекулите (пренареждане на орбиталите). Броят на активните частици, а оттам и скоростта на реакцията, нараства с температурата по експоненциален закон, съгласно уравнението на Арениус, което отразява зависимостта на константата на скоростта от температурата

където НО -коефициент на пропорционалност на Арениус;

к–константа на Болцман;

E A -активираща енергия;

Р-газова константа;

T-температура.

Катализаторът е вещество, което ускорява скоростта на реакцията, но само по себе си не се изразходва.

Катализа- феноменът на промяна в скоростта на реакцията в присъствието на катализатор. Разграничете хомогенна и хетерогенна катализа. Хомогенна- ако реагентите и катализаторът са в едно и също агрегатно състояние. Разнородни– ако реагентите и катализаторът са в различни агрегатни състояния. За катализата вижте отделно (по-нататък).

инхибиторВещество, което забавя скоростта на реакцията.

Следващият фактор е повърхността. Колкото по-голяма е повърхността на реагента, толкова по-голяма е скоростта. Помислете например за влиянието на степента на дисперсност върху скоростта на реакцията.

CaCO 3 - мрамор. Спускаме облицования мрамор в солна киселина HCl, изчакайте пет минути, той ще се разтвори напълно.

Мрамор на прах - ще направим същата процедура с него, той се разтвори за тридесет секунди.

Уравнението и за двата процеса е едно и също.

CaCO 3 (tv) + HCl (g) \u003d CaCl 2 (tv) + H 2 O (l) + CO 2 (g) ^.

Така че, когато добавяте мрамор на прах, времето е по-малко, отколкото когато добавяте мрамор за плочки, със същата маса.

С увеличаване на интерфейса между фазите скоростта на хетерогенните реакции се увеличава.

1) Естеството на реагентите . Важна роля играят естеството на химичните връзки и структурата на молекулите на реагентите. Реакциите протичат в посока на разрушаване на по-малко силни връзки и образуване на вещества с по-силни връзки. И така, за разрушаване на връзки в молекулите з 2 и н 2 изискват се високи енергии; такива молекули не са много реактивни. За разрушаване на връзки в силно полярни молекули ( НС1, з 2 О) изисква по-малко енергия и скоростта на реакцията е много по-бърза. Реакциите между йони в електролитни разтвори протичат почти мигновено.

Примери

Флуорът реагира експлозивно с водорода при стайна температура; бромът реагира бавно с водорода дори при нагряване.

Калциевият оксид реагира енергично с водата, отделяйки топлина; меден оксид - не реагира.

2) Концентрация . С увеличаване на концентрацията (броя на частиците в единица обем), сблъсъците на молекулите на реагентите се появяват по-често - скоростта на реакцията се увеличава.

Законът за активните маси (K. Guldberg, p. Waage, 1867)

Един от основните закони на физикохимията; установява зависимостта на скоростта на химичната реакция от концентрациите на реагиращите вещества и съотношението между концентрациите (или активностите) на реакционните продукти и изходните вещества в състояние на химично равновесие. Норвежките учени K. Guldberg и P. Vaage, които формулират D. m. през 1864-67 г. те наричат ​​„действащата маса“ на веществото неговото количество на единица обем, т.е. концентрация, откъдето идва и името на закона.

При постоянна температура скоростта на химичната реакция е право пропорционална на произведението на концентрациите на реагентите, взети в степени, равни на стехиометричните коефициенти в уравнението на реакцията.

За мономолекулна реакцияскоростта на реакцията  се определя от концентрацията на молекулите на веществото А:

където ке коефициентът на пропорционалност, който се нарича скоростна константа реакция; [A] - моларна концентрация на вещество А.

В случай на бимолекулярна реакция, скоростта му се определя от концентрацията на молекулите не само на вещество А, но и на вещество Б:

В случай на тримолекулна реакция,скоростта на реакцията се изразява с уравнението:

Като цяло, ако реакцията протича едновременно Tмолекули на вещество А и n молекули на вещество В, т.е.

tA + pV = C,

уравнението на скоростта на реакцията е:

Формата на уравнението се определя от факта, че необходимо условие за елементарен акт на реакция е сблъсъкът на молекулите на изходните вещества, т.е. срещата им в определен малък обем (от порядъка на размера на молекули). Вероятността за намиране на молекула A в даден момент в даден малък обем е пропорционална на [A], т.е. колкото по-голяма е концентрацията на реагиращите вещества, толкова по-голяма е скоростта на реакцията в даден момент.

Константа на скоростта на реакцията кзависи от природата на реагентите, температурата и катализатора, а в случай на течен разтвор, също и от налягането; последната зависимост е значима само при високи налягания, но не зависи от концентрациите на реагентите.

Физическото значение на константата на скоростта е, че тя е равна на скоростта на реакцията при единични концентрации на реагентите.

За хетерогенни реакции концентрацията на твърдата фаза не е включена в израза за скоростта на реакцията.

Пример

Запишете израза за закона за действието на масите за следните реакции:

а) н 2(г) + 3 з 2(г) = 2 NH 3(d)

б) 2 ° С (да се) + О 2(г) = 2 CO (G)

Скоростта на химичната реакция зависи от естеството на реагентите и условията на реакцията: концентрация c, температура /> t />, /> наличието на катализатори, както и от някои други фактори (например налягане за газови реакции , смилане за твърди вещества , от радиоактивно облъчване)./>

Влияние на концентрациите на реагентите./> За да могат веществата А и Б да си взаимодействат химически, техните молекули (частици) трябва да се сблъскат. Колкото повече сблъсъци, толкова по-бързо протича реакцията. Броят на сблъсъците е толкова по-голям, колкото по-висока е концентрацията на реагентите. Следователно, въз основа на обширен експериментален материал, се формулира основният закон на химичната кинетика, който установява зависимостта на скоростта на реакцията от концентрацията на реагентите:

Скоростта на химичната реакция е пропорционална на произведението на концентрациите на реагентите.

За реакцията (/> I/>) този закон се изразява с уравнението />

v/> = />kc A /> />c B /> , /> (1)/>

където c A и c B са концентрациите на веществата A и B, mol/l; />k/> - />коефициент/> пропорционалност, наречена скоростна константа на реакцията. Основният закон на химичната кинетика често се нарича закон за действащите маси. />

От уравнение (1) е лесно да се установи физически смисълскоростна константа />k/> : числено е равна на скоростта на реакцията, когато концентрациите на всеки от реагентите са 1 mol/l или когато техният продукт е равен на единица./>

Константата на скоростта на реакцията />k/> />зависи от природата на реагентите и от температурата, но не зависи от техните концентрации./>

Уравнение (1), което свързва скоростта на реакцията с концентрацията на реагентите, се нарича кинетично уравнение на реакцията. Ако кинетичното уравнение на реакцията е експериментално определено, тогава с негова помощ е възможно да се изчислят скоростите при други концентрации на същите реагенти.

Температурно влияние/> ./>

Установява се зависимостта на скоростта на реакцията от температурата правилото на Вант Хоф:/>

За всеки 10° повишаване на температурата, скоростта на повечето реакции се увеличава 2-4 пъти.

Математически тази зависимост се изразява с отношението />

v t />/> 2/> = />v t /> 1/> γ/> , />

където />v t /> 1/> />, />v t /> 2/> - /> скоростта на реакцията, съответно, при първоначалния (/> t/> 1/>) и крайния (/> t/> 2/>) температури и />γ/> - /> температурният коефициент на скоростта на реакцията, който показва колко пъти се увеличава скоростта на реакцията с повишаване на температурата на реагиращите вещества с 10 °./>

Правилото на van't Hoff е приблизително и е приложимо само за приблизителна оценка на влиянието на температурата върху скоростта на реакцията. Температурата влияе върху скоростта на химическата реакция чрез увеличаване на константата на скоростта.

Физическа химия: бележки от лекции Березовчук А В

2. Фактори, влияещи върху скоростта на химичната реакция

За хомогенни, хетерогенни реакции:

1) концентрация на реагиращи вещества;

2) температура;

3) катализатор;

4) инхибитор.

Само за разнородни:

1) скоростта на подаване на реагенти към интерфейса;

2) повърхностна площ.

Основният фактор - естеството на реагиращите вещества - естеството на връзката между атомите в молекулите на реагентите.

NO 2 - азотен оксид (IV) - лисича опашка, CO - въглероден оксид, въглероден оксид.

Ако се окисляват с кислород, тогава в първия случай реакцията ще протече незабавно, струва си да отворите запушалката на съда, във втория случай реакцията се удължава във времето.

Концентрацията на реагентите ще бъде обсъдена по-долу.

Синята опалесценция показва момента на утаяване на сярата, колкото по-висока е концентрацията, толкова по-висока е скоростта.

Ориз. десет

Колкото по-голяма е концентрацията на Na 2 S 2 O 3, толкова по-малко време отнема реакцията. Графиката (фиг. 10) показва правопропорционална зависимост. Количествената зависимост на скоростта на реакцията от концентрацията на реагентите се изразява чрез ММА (закона за масовото действие), който гласи: скоростта на химичната реакция е правопропорционална на произведението на концентрациите на реагентите.

Така, основен закон на кинетикатае експериментално установен закон: скоростта на реакцията е пропорционална на концентрацията на реагентите, пример: (т.е. за реакцията)

За тази реакция H 2 + J 2 = 2HJ - скоростта може да се изрази като промяна в концентрацията на всяко от веществата. Ако реакцията протича отляво надясно, тогава концентрацията на H 2 и J 2 ще намалее, концентрацията на HJ ще се увеличи в хода на реакцията. За моментната скорост на реакциите можете да напишете израза:

квадратните скоби показват концентрация.

физически смисъл к–молекулите са в непрекъснато движение, сблъскват се, разпръскват се, удрят се в стените на съда. За да се осъществи химическата реакция на образуване на HJ, молекулите H 2 и J 2 трябва да се сблъскат. Броят на такива сблъсъци ще бъде толкова по-голям, колкото повече молекули H 2 и J 2 се съдържат в обема, т.е. толкова по-големи ще бъдат стойностите на [Н 2 ] и . Но молекулите се движат с различни скорости и общата кинетична енергия на двете сблъскващи се молекули ще бъде различна. Ако най-бързите молекули H 2 и J 2 се сблъскат, тяхната енергия може да бъде толкова висока, че молекулите да се разпаднат на йодни и водородни атоми, които се разлитат и след това взаимодействат с други молекули H 2 + J 2 ? 2H+2J, след това H + J 2 ? HJ + J. Ако енергията на сблъскващите се молекули е по-малка, но достатъчно висока, за да отслаби връзките H - H и J - J, ще настъпи реакцията на образуване на йодоводород:

За повечето сблъскващи се молекули енергията е по-малка от необходимата за отслабване на връзките в H 2 и J 2 . Такива молекули "тихо" се сблъскват и също така "тихо" се разпръскват, оставайки това, което са били, H 2 и J 2 . Така не всички, а само част от сблъсъците водят до химическа реакция. Коефициентът на пропорционалност (k) показва броя на ефективните сблъсъци, водещи до реакцията при концентрации [H 2 ] = = 1 mol. Стойност к–постоянна скорост. Как може скоростта да е постоянна? Да, скоростта на равномерното праволинейно движение се нарича постоянно векторно количество, равно на съотношението на движението на тялото за всеки период от време към стойността на този интервал. Но молекулите се движат произволно, така че как скоростта може да бъде постоянна? Но постоянна скорост може да има само при постоянна температура. С повишаването на температурата делът на бързите молекули, чиито сблъсъци водят до реакция, се увеличава, т.е. константата на скоростта се увеличава. Но нарастването на константата на скоростта не е неограничено. При определена температура енергията на молекулите ще стане толкова голяма, че почти всички сблъсъци на реагентите ще бъдат ефективни. Когато две бързи молекули се сблъскат, ще настъпи обратна реакция.

Ще дойде момент, когато скоростите на образуване на 2HJ от H 2 и J 2 и разлагане ще бъдат равни, но това вече е химично равновесие. Зависимостта на скоростта на реакцията от концентрацията на реагентите може да се проследи с помощта на традиционната реакция на взаимодействие на разтвор на натриев тиосулфат с разтвор на сярна киселина.

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + H 2 S 2 O 3, (1)

H 2 S 2 O 3 \u003d S? + H 2 O + SO 2?. (2)

Реакция (1) протича почти мигновено. Скоростта на реакцията (2) зависи при постоянна температура от концентрацията на реагента H 2 S 2 O 3 . Именно тази реакция наблюдавахме - в случая скоростта се измерва с времето от началото на изливането на разтворите до появата на опалесценция. В статията Л. М. Кузнецова описана е реакцията на взаимодействие на натриев тиосулфат със солна киселина. Тя пише, че когато разтворите се източват, се получава опалесценция (мътност). Но това твърдение на Л. М. Кузнецова е погрешно, тъй като опалесценцията и помътняването са различни неща. Опалесценция (от опал и лат есенция- наставка, означаваща слабо действие) - разсейване на светлината от мътни среди поради тяхната оптична нехомогенност. разсейване на светлината- отклонение на светлинните лъчи, разпространяващи се в средата във всички посоки от първоначалната посока. Колоидните частици са способни да разпръскват светлина (ефект на Тиндал-Фарадей) - това обяснява опалесценцията, леката мътност на колоидния разтвор. При провеждането на този експеримент е необходимо да се вземе предвид синята опалесценция и след това коагулацията на колоидната суспензия на сярата. Същата плътност на суспензията се отбелязва чрез видимото изчезване на всякакъв модел (например решетка на дъното на чашата), наблюдаван отгоре през слоя разтвор. Времето се отчита с хронометър от момента на източване.

Разтвори Na 2 S 2 O 3 x 5H 2 O и H 2 SO 4.

Първият се приготвя чрез разтваряне на 7,5 g сол в 100 ml Н2О, което съответства на концентрация от 0,3 М. За да се приготви разтвор на H 2 SO 4 със същата концентрация, е необходимо да се измери 1,8 ml H 2 SO 4 (k), ? = = 1,84 g / cm 3 и го разтворете в 120 ml H 2 O. Изсипете приготвения разтвор на Na 2 S 2 O 3 в три чаши: в първата - 60 ml, във втората - 30 ml, в третата - 10 мл. Добавете 30 ml дестилирана Н2О към втората чаша и 50 ml към третата. Така и в трите чаши ще има 60 ml течност, но в първата концентрацията на сол условно е = 1, във втората - ½, а в третата - 1/6. След като разтворите се приготвят, изсипете 60 ml разтвор на H 2 SO 4 в първата чаша със солен разтвор и включете хронометъра и т.н. Като се има предвид, че скоростта на реакцията намалява с разреждането на разтвора на Na 2 S 2 O 3, това може да се определи като стойност, обратно пропорционална на времето v=един/? и изградете графика, като нанесете концентрацията върху абсцисата и скоростта на реакцията върху ординатата. От това заключение - скоростта на реакцията зависи от концентрацията на веществата. Получените данни са изброени в таблица 3. Този експеримент може да се извърши с помощта на бюрети, но това изисква много практика от изпълнителя, тъй като графикът понякога е неправилен.

Таблица 3

Скорост и време за реакция

Законът на Гулдберг-Вааге е потвърден – професорът по химия Гулдерг и младият учен Вааге).

Помислете за следващия фактор - температурата.

С повишаването на температурата скоростта на повечето химични реакции се увеличава. Тази зависимост се описва от правилото на van't Hoff: "Когато температурата се повишава на всеки 10 ° C, скоростта на химичните реакции се увеличава 2-4 пъти."

където ? – температурен коефициент, показващ колко пъти се увеличава скоростта на реакцията с повишаване на температурата с 10 ° C;

v 1 - скорост на реакцията при температура t 1;

v 2 -скорост на реакция при температура t2.

Например, реакцията при 50 °C протича за две минути, колко време ще завърши процесът при 70 °C, ако температурният коефициент ? = 2?

t 1 = 120 s = 2 минути; t 1 = 50 °С; t 2 = 70 °C.

Дори леко повишаване на температурата предизвиква рязко увеличаване на скоростта на реакцията на активните молекулярни сблъсъци. Според теорията на активирането в процеса участват само тези молекули, чиято енергия е с определено количество по-голяма от средната енергия на молекулите. Тази излишна енергия е енергията на активиране. Физическото му значение е енергията, необходима за активния сблъсък на молекулите (пренареждане на орбиталите). Броят на активните частици, а оттам и скоростта на реакцията, нараства с температурата по експоненциален закон, съгласно уравнението на Арениус, което отразява зависимостта на константата на скоростта от температурата

където НО -коефициент на пропорционалност на Арениус;

к–константа на Болцман;

E A -активираща енергия;

Р-газова константа;

T-температура.

Катализаторът е вещество, което ускорява скоростта на реакцията, но само по себе си не се изразходва.

Катализа- феноменът на промяна в скоростта на реакцията в присъствието на катализатор. Разграничете хомогенна и хетерогенна катализа. Хомогенна- ако реагентите и катализаторът са в едно и също агрегатно състояние. Разнородни– ако реагентите и катализаторът са в различни агрегатни състояния. За катализата вижте отделно (по-нататък).

инхибиторВещество, което забавя скоростта на реакцията.

Следващият фактор е повърхността. Колкото по-голяма е повърхността на реагента, толкова по-голяма е скоростта. Помислете например за влиянието на степента на дисперсност върху скоростта на реакцията.

CaCO 3 - мрамор. Спускаме облицования мрамор в солна киселина HCl, изчакайте пет минути, той ще се разтвори напълно.

Мрамор на прах - ще направим същата процедура с него, той се разтвори за тридесет секунди.

Уравнението и за двата процеса е едно и също.

CaCO 3 (tv) + HCl (g) \u003d CaCl 2 (tv) + H 2 O (l) + CO 2 (g) ?.

Така че, когато добавяте мрамор на прах, времето е по-малко, отколкото когато добавяте мрамор за плочки, със същата маса.

С увеличаване на интерфейса между фазите скоростта на хетерогенните реакции се увеличава.

2. Уравнение на изотермата на химичната реакция Ако реакцията протича обратимо, тогава?G= 0. 0 и можете да изчислите промяната?G. където? - реакционен ход - стойност, която показва колко мола са се променили по време на реакцията. I cn - характеризира