Типи хімічних реакцій

8 9 10 11 12 13 14

Молекулярність та порядок реакції

Молекулярність визначається mіn числом молекул.

Мономолекулярні І₂ Û І +І; N₂O₅ Û 2NO₂ + 1/2O₂

Одна молекула А ® В + С... V = kC

Біомолекулярні Н₂ + І₂ = 2НІ ∙ СН₃СООН + C₂H₅OH Û CH₃COO C₂H₅ + Н₂О

2 молекули А + В Û АВ V = kC₁C₂

Тримолекулярні 4NO + O₂ + 3H₂ ®NO₂ + N₂O + 3H₂O

3 молекули А + В + С = Д + Е + FV = kC₁C₂C₃

Сполучені реакції - чи індуцировані реакції. Деякі хімічні взаємодії не протікають за сумарним рівнянням, а проходять через ряд проміжних процесів.

HBrO₃ + 3H₂SO₃ = 3H₂SO₄ + HBr

HBrO₃ + H₂SO₃ = H₂SO₄ + HBrO₂

HBrO₂ + H₂SO₃ = H₂SO₄ + HBrO

HBrO + H₂SO₃ = H₂SO₄ + HBr

HBrO₄ - актор

H₂SO₃ - індуктор

в окислювальне - відновних процесах

Ланцюгові реакції: протікають через ряд зв'язаних між собою елементарних процесів. Кожний такий процес викликається активною часткою (збуджена молекула, вільний атом, радикал, позитивний чи негативний - іон.) Довжина ланцюга вимірюється числом ланок.

Швидкість реакції збільшується, може привести до вибуху, горіння:

СІ₂ + nV = СІ^. + СІ^.

СІ^. + Н₂ = НСІ + Н^.

Н^. + СІ₂ = КСІ + СІ^.

СІ^. + СІ^. = СІ₂

Н^. + Н^. = Н₂

Каталітична реакція

Каталізатором називається речовина, яка прискорює реакцію, беручи участь в елементарній стадії, але виходить з такої взаємодії хімічно незмінною.

Радикальні реакції перебігають через проміжне утворення вільних радикалів та атомів. Вільними радикалами є частинки, які характеризуються наявністю неспарених електронів. Вільними радикалами можуть бути вільні атоми (Н×, СІ∙), а також молекули NO, NO₂.

Фотохімічні реакції – хімічні реакції, зумовлені поглинанням реагуючими речовинами світлової енергії. Фотохімічною реакцією є реакція утворення озону з кисню. Також прикладом фотохімічної реакції є реакція синтезу хлороводню з водню та хлору; синтез рослинами складних органічних речовин в процесі їх життєдіяльності (фотосинтез).

Каталіз.

Зміну швидкості хімічної реакції у присутності додаткових речовин – каталізаторів, називають каталізом.

Каталізатором називається речовина, яка прискорює реакцію, беручи участь в елементарній стадії, але виходить з такої взаємодії хімічно незмінною. Каталізатори частіше за все прискорюють реакцію. У цьому випадку каталіз називають позитивним. Каталізатори, які уповільнюють хід хімічного процесу, називають інгібіторами.

Каталізатор відрізняються вибірковою дією, тому їх називають специфічними, тому що даний каталізатор може впливати тільки певний вид реакції.

Три види каталізу:

При гомогенному каталізі реагуючі речовини і каталізатор знаходяться в одній фазі. Дія каталізатора заклечається в тому, що він з вхідними речовинами утворює нестійкі проміжні сполуки. Наприклад:

А + В = АВ

в присутності каталізатора К можна представити як процес, який протікає по наступним стадіям:

1. А + К = АК (проміжна сполука);

2. АК + В = АВ + К.

Приклад утворення складного ефіру: С₂Н₅ОН + СН₃СООН = СН₃СООС₂Н₅ + Н₂Ойде роки. Якщо використовувати розчинену НСІ чи H₂SO₄+ t, то реакція відбувається в 2 - 3 години.

При гетерогенному каталізі реакції протікають на поверхні каталізатора площа поверхневого шару каталізатора та його будова визначає активність каталізатора. Для збільшення площі поверхневого шару каталізатора звичайно придають пористу структуру або його наносять тонким шаром на другу хімічно нейтральну речовину (пензу, азбест). Каталізатори другого типу називають нанесеними, а нейтральну речовину - носієм. Каталітичною активністю володіє не вся площа, а тільки її активні центри. Наявність активних центрів на поверхні каталізатора підтверджується високою чутливістю каталізатора. Весь каталітичний процес розбивають на 5 послідовно протікаючи стадій:

1. дифузія молекул реагуючих речовин до поверхні каталізатора;

2. адсорбція молекул реагуючих речовин на поверхні каталізатора;

3. хімічна реакція;

4. десорбція молекул продуктів реакції;

5. дифузія молекул продуктів реакції з поверхні каталізатора в рідку або газову фазу.

Всі ці стадії можуть відбуватися з різними швидкостями, тому швидкість всього каталітичного процесу визначається його найбільш повільною стадією. Наприклад: контактний спосіб отримання H₂SO₄ (SO₂ окислюють О₂за участю V₂ O₅ в суміші з H₂SO₄).

Ферментативний каталіз - під дією ферментів. Наприклад: обмін речовин в організмі.

Для каталізаторів характерна специфічність дії: кожний каталізатор здатний впливати не на будь-яку реакцію, а лише на певну, або на групу реакцій, схожих за механізмом.

Запитання до семінару.

1. Що називають швидкістю хімічної реакції?

2. Як залежить швидкість хімічної реакції від концентрації реагуючих речовин?

3. Як залежить швидкість реакції від температури?

4. Що називають молекулярністю і порядком реакції?

5. Які відомі типи складних реакцій?

6. Від чого залежить константа швидкості реакції і які фактори впливають на неї?

7. Що таке кінетичне рівняння реакції?

8. Що таке енергія активації?

9. Як впливає енергія активації на швидкість реакції?

10. Які особливості протікання ланцюгових реакцій?

11. Що таке радіоліз?

12. Що називаються каталізом?

13. Що називають каталізатором?

14. Як класифікуються каталітичні реакції?

15. Що таке інгібітори?

16. Що таке антиоксиданти?

17. Із яких стадій складається реакція при гомогенному каталізі?

18. Які основні положення теорії гетерогенного каталізу?

19. Що таке ферменти?

20. В чому заклечається специфічність дії ферментів?

21. В яку сорону зміщується рівновага реакції:

2Н₂S Û 2H₂ + S_2(пар) – 41,9 кДж

Н₂ + І₂ (г) Û 2НІ – 51,8 кДж

а) при підвищенні температури;

б) при підвищенні тиску.

22. В яку сторону зміщується рівновага в реакції:

2СО₂ + О₂ Û 2СО₂+ Q

а) при зниженні температури? Чому?

б) при підвищенні тиску? Чому?

23. В яку сторону зміщується рівновага в реакції: N₂ + O₂ Û 2NO при підвищенні тиску? При зменшенні концентрації СО₂ в реакції: СаСО₃ Û СаО + СО₂.

24. Визначте оптимальні умови для отримання хлористого водню по реакції:

Н₂ + СІ₂ Û 2НСІ + Q

В яку сторону зміщується рівновага в реакції:

NH₄CI Û NH₃ + HCI при зменшенні концентрації NH₃і чому?

25. В скільки раз збільшується швидкість прямої реакції 2SO₂+ O₂ Û 2SO₃, яка відбувається у закритому сосуді, якщо підвищити тиск в 5 раз без змінення температури.

26. Як зміниться швидкість прямої або зворотної реакції 2NO + O₂ Û 2NO₂при збільшенні тиску в три рази при постійній температурі?

27. В розчині, який містить 1 моль хлорида олова (ІІ) і 2 моль хлорида заліза (ІІІ) відбувається по рівнянню реакції: SnCI₂ + 2FeCI₃ Û SnCI₄ + 2FeCI₂

В скільки раз зменшиться швидкість прямої реакції, якщо прореагувало 0,65 моль SnCI₂?

28. В якому напрямку зміщується рівновага реакції при зменшенні об’єму в 4 рази? 2NO + O₂ Û 2NO₂.

29. Як вплине підвищення тиску на рівновагу реакцій:

РСІ₅ Û РСІ₃ + СІ₂

С₃Н₈ Û С₂Н₄ + СН₄

СО + Н₂О_(пар) Û СО₂+ Н₂.

Семінар № 5

Тема: Електрохімія.

Мета: Вивчити основні типи електропровідності: загальну, питому, еквівалентну, також залежність електропровідності від концентрації та ступеню дисоціації. Вміти керуватися факторами, які впливають на електропровідність, визначати еквівалентну електропровідність при безмежному розбавленні.

Навчитися складати гальванічні елементи, визначати електродні потенціали, ЕРС гальванічних елементів. Користуватися рядом напруги металів. Вивчити і навчитися визначати рН середовища потенціометричним методом, визначити переваги і недоліки водневого, каломельного, скляного електроду. Навчитися вирішувати задачі за першим та другим законами Фарадея.

Методичні вказівки.

Загальну електропровідність визначають її можливістю проводити електричний струм. Вона являється величиною зворотною електричному опору.

Електропровідність залежить від:

1) Довжини провідника (оборотна залежність);

2) Від поперечного перерізу провідника (пряма залежність).

L = S/l

χ- питома електропровідність - це електропровідність 1 см³ провідника.

3) Від швидкості руху іонів.

Чим швидше рухаються іони, тим краще електропровідність. А швидкість руху іонів залежить від природи іонів. Самі швидкорухомі є іони Н⁺ і ОН^- (сильні електроліти -це кислоти і луги). Швидкість залежіть від температури. Чим вище температура, тим більше електропровідність.

4) Від в'язкості середовища. Чим менш в'язкість, тим краще електропровідність.

5) Від валентності іону. Чим більше валентність, тим краще електропровідність.

Відрізняють питому і еквівалентну електропровідності.

Еквівалентна електропровідність - електропровідність електроліту з концентрацією 1 г/екв.,який знаходиться у посудині з дном 1см².Обидві стінки сосуду зроблено з платини і є одночасно електродами і знаходяться на відстані 1см. Дві інші стінки зроблені з скла і також знаходяться на відстані 1см. одна від одної. Відрізняють еквіваленту електропровідність при даному розбавленні і при безмежному розбавленні.