Уральский государственный аграрный университет д.х.н., проф. Хонина Татьяна

реакций



Екатеринбург, 2019
Л-5

химической реакции от
концентрации реагирующих веществ, давления,
температуры. Закон действия масс, правило

Вант-Гоффа.

2. Сущность химического равновесия и условие его
наступления. Константа химического равновесия.
Определение направления смещение химического
равновесия в соответствии с принципом Ле Шателье.

2

нескольких стадий, среди сложных реакций выделяют:
последовательные реакции
параллельные реакции
цепные реакции


3
Химическая кинетика изучает

скорость и механизмы химических реакций.

стадий. Скорость такой реакции определяется скоростью самой медленной реакции. Параллельные реакции -

одновременно протекают несколько процессов. Скорость такой реакции определяется скоростью самой быстрой реакции. Цепные реакции начинаются с образования активных частиц (свободных радикалов), которые создают цепь реакций.

4

продуктов реакции в единицу времени (при постоянном объеме системы).
Различают среднюю

и мгновенную (истинную) скорость реакции.

Средняя – скорость в данном интервале времени



Мгновенная – скорость в данный момент времени:
Vмгн.= ±dc/dt (производная концентрации по времени)

5

агрегатных состояниях или несмешивающиеся жидкости); такие реакции протекают на поверхности

раздела фаз.
Скорость гетерогенной реакции - изменение количества вещества за единицу времени на единице площади поверхности раздела фаз.


n- число молей

7

дисперсности (раздробленности) вещества.

8

Вааге (1864-1867г.г.)

Скорость простых реакций прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих

веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов.

A + B = C + D

V = k . CA . CB или V= k C(A) . C(B)


Если:

mA + nB = pC + pD

V= k CAm . CBn

9

температуры на 10˚, скорость большинства
реакций увеличивается в 2 – 4

раза.



Ɣ температурный коэффициент скорости
2.Уравнение Аррениуса:

10

имеется энергетический барьер, равный энергии активации (Еа)

Энергия активации - это

некоторая минимальная избыточная энергия, которой должны обладать частицы для того, чтобы их столкновение было эффективным, т. е. привело к образованию нового вещества.

Частицы, обладающие такой энергией, называются активными. В ходе реакции система проходит через переходное состояние, т. е. через образование активированного комплекса (Ак).

Ак - группировка частиц, находящихся в процессе реакции.

11

Внутренняя

Внутренняя

состав продуктов реакции
Гомогенный и гетерогенный катализ

Механизм катализа: A + B =

AB
включает две стадии: 1) A + K = AK
2) AK + B = AB + K

Примеры:
1. Гомогенный катализ 2SO2 + O2 = 2SO3
1) O2 + 2NO (кат.) = 2NO2
2) SO2 + NO2 = SO3+ NO

2. Гетерогенный катализ 2SO2 + O2 = 2SO3
1) SO2 + V2O5 (кат.) = SO3 + V2O4
2) V2O4 + O2 = V2O5

1 – прямая реакция
2 – обратная реакция

H2 + I2

2HI

D + E A + B

Химические реакции

Необратимые
A + B → D + E


Hg(NO3)2 + K2S → HgS↓ + 2KNO3
D + E ≠

14

отделенная от окружающей среды поверхностью раздела (реальной или мысленной)
Параметры системы:

p, V, T, c, ...

15

часть гетерогенной системы,
ограниченная поверхностью раздела
и характеризующаяся одинаковыми
физическими

свойствами
во всех своих точках

16

системы не изменяются во времени
Динамическое равновесие:

с одинаковой скоростью

17

остается неизменным.

2. При наличие внешних воздействий система переходит в другое

состояние равновесия.

3. При прекращении внешних воздействий система возвращается в исходное состояние.

4. Состояние системы не зависит от того, с какой стороны она подходит к равновесию.

18

n(A)
100%

n – число молей вещества


выход В


0 время

B

A

19

при постоянной температуре отношение произведения молярных концентраций продуктов реакции, взятых

в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам, к произведению молярных концентраций остающихся неизрасходованными исходных веществ, также взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам, является величиной постоянной.

Закон действующих масс

20

+ eE
c(A) = [A] = const
c(B) = [B] = const
c(D)

= [D] = const
c(E) = [E] = const
Vпр. = Kпр.CAа .CBb Vобр. = Kобр. .CDd .CE e
Vпр. = Vобр.
. Kпр. [A]а[B]в = Kобр.[D]d [E]e
Kпр. / Kобр. = Kр
Кр (Кс) - константа равновесия

21

CaO(т) + CO2(г)
Kp = [CO2]
22

концентраций участников реакции
Kр = Kпр. / Kобр.

Kр = 0, если реакция не идет: A + B 
Kр = , если реакция идет до конца:
A + B = D + E

23

называется смещением химического равновесия.
Направление этого смещения подчиняется принципу Ле Шателье.

24

оказать какое-либо воздействие, то равновесие сместится в таком направлении, которое

ослабляет оказанное воздействие.

25

в состоянии химического равновесия, вызывает в ней изменения, стремящиеся ослабить

это воздействие

26

повышении температуры


при понижении температуры
Реакция экзотермическая
+ Q, ΔH

0
при повышении температуры


при понижении температуры

27

Q (ΔH > 0)
при повышении температуры


2NO

N2 + O2 + Q (ΔH < 0)
при повышении температуры

Kp = f(T)

28

const:
30

при увеличении концентрации О2
31

eE





если d + e = a + b
Δn(газ.) = 0

давление не влияет

31

повышении давления


при понижении давления




Kc = const
33

Δn(газ.) = 2 – 4 < 0
при

повышении давления

33

химическое равновесие
ускоряет его достижение
34

энтальпии химической реакции. Закон Гесса.
Пример расчета изменения энтальпии реакции.

35

вещество. Предмет науки химия
2. Качественная и количественная характеристика состава атомов
3.

Строение электронных оболочек атомов. Квантовые числа. Энергетические уровни и подуровни, атомные электронные орбитали.
4. Правила составления электронных формул и схем строения электронных оболочек атомов (принцип минимальной энергии, правила Клечковского, Хунда, принцип Паули)
5. Химические (окислительные, восстановительные) свойства атомов химических элементов и порядок их определения
6. Сущность периодического закона. Причина периодической повторяемости химических свойств и количественных характеристик атомов с увеличение зарядов их ядер
7. Строение периодической системы химических элементов Д.И.Менделеева. Характер и причины изменения металлических и неметаллических свойств, радиусов, энергии ионизации, энергии сродства к электрону, электроотрицательности атомов в периодах и группах периодической системы
8. Основные типы химической связи (ковалентная, ионная, металлическая), механизм их образования и свойства
9. Классы сложных неорганических соединений. Состав, номенклатура, химические свойства и реакции оксидов, кислот, оснований и солей

вещества, закон постоянства состава вещества, закон Авогадро и два следствия

из него. Применение этих законов для вычисления состава, массы и объема веществ
11. Основы термохимии. Тепловой эффект химической реакции, изменение энтальпии химической реакции. Закон Гесса. Пример расчета изменения энтальпии реакции
12. Понятия скорости гомогенной и гетерогенной реакций. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ, давления, температуры. Закон действия масс, правило Вант-Гоффа.
13. Сущность химического равновесия и условие его наступления. Константа химического равновесия. Определение направления смещение химического равновесия в соответствии с принципом Ле Шателье.
14. Понятие раствор. Типы растворов. Способы выражения состава (концентрации) растворов
15. Теория электролитической диссоциации. Степень и константа диссоциации. Сильные и слабые электролиты
16. Диссоциация воды, ионное произведение воды. Водородный показатель. Шкала рН растворов
17. Реакции ионного обмена, условия их протекания. Порядок составления ионных уравнений
18. Гидролиз солей
19. Сущность окислительно-восстановительных реакций и условие их протекания. Степени окисления атомов и порядок их определения. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакции на основе метода электронного баланса
20. Комплексные соединения металлов, их состав и поведение (устойчивость) в растворах. Константа нестойкости комплексных ионов.
21. Химия s,p,d-элементов таблицы Менделеева
22. Химия биогенных элементов. Понятие о микроэлементах.