Химические реакции


Чтобы посмотреть презентацию с оформлением и слайдами, скачайте ее файл и откройте в PowerPoint на своем компьютере.
Текстовое содержимое слайдов:

Лекция № 7 Химические реакции Преподаватель Ростовцева Л.В., 2015 г. ГБОУ ВПО КрасГМУ им. проф.В.Ф. Войно-Ясенецкого Минздрава РоссииФармацевтический колледж План:Типы химических реакций2. Скорость химической реакции. Факторы, влияющие на скорость химической реакции.3. Химическое равновесие. Факторы, влияющие на смещение равновесия. 4. Окислительно-восстановительные реакции. Метод электронного баланса. Химические реакции - процессы, в результате которых из одних веществ образуются другие, отличающиеся по составу и (или) строению. Типы химических реакций По числу и составу реагирующих веществ Реакции соединения - реакции, в результате которых из двух или более простых или сложных веществ образуется одно более сложноеА + В = АВНапример, S + O2 = SO2BaO + H2O = Ba(OH)2 Реакции разложения - реакции, в результате которых из одного сложноговещества получается два или более простых или сложных веществ АВ = А + ВНапример, 2HgO = 2Hg + O2 (t0)2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 ↑ (t0) Реакции обмена – реакции, протекающие между двумя сложными веществами, при которых они обмениваются своими составными частямиАВ + СД = СВ + АД Реакции замещения - реакции, протекающие между простым и сложным веществом, при которых атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложном веществеАВ + С = СВ + АНапример, Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4 Например,NaOH + HCl = NaCl + H2OCuSO4 + 2NaOH = Na2SO4 + Cu(OH)2 Не окислительно-восстановительные - реакции, идущие без изменения степеней окисления химических элементов По изменению степеней окисления химических элементов Окислительно-восстановительные - реакции, идущие с изменением степеней окисления химических элементов.все реакции замещения, а также реакции соединения и разложения, в которых участвует хотя бы одно простое вещество WO3 + 3H2 = W + 3H2O Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O По тепловому эффекту Экзотермические реакции - протекают с выделением энергии (+Q)почти все реакции соединения Например, С + О2 +Q искл. N2 + O2 =2NO – Q H2 + I2 = 2HI – Q Эндотермические реакции - протекают с поглощением энергиипочти все реакции разложенияНапример,СаСО3 = СаО + СО2↑ – Q Гетерогенные – реакции, в которых реагирующие вещества и продукты реакции находятся в разных агрегатных состояниях.Например, Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑С (тв) + О2 (газ) = СО2 + Q 4. По агрегатному состоянию реагирующих веществ (фазовому составу) Гомогенные реакции - реакции, в которых реагирующие вещества и продукты реакции находятся в одном агрегатном состоянии.Например, H2 (газ) + Cl2 (газ) = 2HCl (газ)NaOH + HCl = NaCl + H2O Некаталитические – реакции, идущие без участия катализатора.Например, CuSO4 + 2NaOH = Na2SO4 + Cu(OH)2↓ 5. По участию катализатора Каталитические - реакции, идущие с участием катализатора.Например, 2Н2О2 = 2Н2О + О2 (kat – MnO2) Необратимые – протекают в данных условиях только в одном направлении.Например, реакции ионного обмена, сопровождающиеся образованием осадка, выделением газа или малодиссоцииирующего вещества (воды) По направлению протекания реакции Обратимые реакции - в данных условиях протекают одновременно в двух противоположных направлениях.Например, N2 + 3H2 ↔ 2NH3 Скорость гомогенной реакции (υгомог.) определяется изменением количества вещества в единицу времени в единице объёма υгомог. =где Δ n – изменение числа молей одного из веществ, (моль);Δt – интервал времени (с, мин);V – объем газа или раствора (л) Δ n Δt ∙V ΔC ΔC – изменение концентрации 2. Скорость химической реакции. Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Скорость гомогенной реакции (υгомог.) определяется изменением концентрации одного из веществ в единицу времени υгомог. = ΔC Δt моль [ ] л · с Скорость гетерогенной реакции (υгетер.) определяется изменением количества вещества в единицу времени на единице поверхности соприкосновения веществ υгетер. Δt ∙ S Δ n = где Δ n – изменение количества вещества (реагента или продукта), (моль);Δt – интервал времени (с, мин);S – площадь поверхности соприкосновения веществ (см2, м2) Энергия активации Еакт - минимальный избыток энергии, который должна иметь частица (или пара частиц), чтобы произошло эффективное соударение Природа реагирующих веществ: их состав, строение => энергия активации ▪ чем меньше Еакт, тем больше υ; Якоб Хендрик Вант-Гофф1852 – 1911г.г.Голландский химик. Один из основателей физической химии и стереохимии. Предложил классификацию химических реакций. Установил, что повышении температуры на каждые 100С скорость реакции увеличивается в 2-4 раза. 2. Температура: при ↑ t на каждые 100 С, υ ↑ в 2-4 раза (правило Вант-Гоффа)При ↑ t, ↑ количество активных частиц (с Еакт) и их активных соударений. 3. Концентрация: чем ↑ С, тем чаще происходят соударения и υ ↑. Закон действующих масс (з. д. м.):Скорость химической реакции (υх.р.) прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях их коэффициентов в уравнении реакции Для реакции mA + nB = C по закону действующих масс: υ = k ∙ СAm ∙ CBnгде k – константа скорости;С – концентрация (моль/л) * З.д.м. не учитывает концентрации реагирующих веществ, находящихся в твердом состоянии, т.к. они реагируют на поверхности и их концентрации обычно остаются постоянными. Для газообразных веществ скорость химической реакции зависит от давления (что аналогично изменению концентрацииреагирующих веществ) Чем ↑ р, тем ↑ υ Катализаторы – вещества, которые изменяют механизм реакции, уменьшают Еакт => υ ↑.▪ Катализаторы остаются неизменными по окончании реакции▪ Ферменты – биологические катализаторы, по природе белки▪ Ингибиторы – вещества, которые ↓ υ Для гетерогенных реакций υ зависит:▪ от состояния поверхности соприкосновения реагирующих веществ. Обратимые реакции при одних и тех же условиях протекают в противоположных направлениях (↔). N2 + 3H2 ↔ 2NH3 Химические реакции по направлению их протекания Необратимые реакции протекают только в одном направлении (→) AgNO3 + HCl → AgCl↓ + HNO3 3. Химическое равновесие. Факторы, влияющие на смещение равновесия Химическое равновесие Состояние обратимой реакции, при котором υпр. = υ обр. называется химическим равновесием → ← аА + bB ↔ cC + dDКравн = [С] с · / · [D ]d [B]b [A]a Анри Луи Ле Шателье1850 – 1936 г.г.Французский физико-химик. Член парижской Академии наук,почетный член Петербургской академии наук (с 1913г.) и Академии наук СССР (с 1926г.)В 1884 г. сформулировал принцип смещения равновесия, названный его именем. Принцип Ле Шателье (1844 г.)Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить t, р, С), то равновесие сместится в ту сторону, которая ослабит это воздействие Влияние концентрации на смещение химического равновесия Равновесие смещается при ↑ Среаг.в-в. → при ↑ Спрод .р-ции ← Равновесие смещается при ↑ p (для газов) - в сторону уменьшения объема (V) газообразных веществ при ↓ р – в сторону увеличения V; * если реакция протекает без изменения числа молекул газообразных веществ, то давление не влияет на равновесие в данной системе Влияние давления на смещение химического равновесия Равновесие смещается при ↑ t – в сторону эндотермической реакции (- Q) при ↓ t – в сторону экзотермической реакции (+ Q) Влияние температуры на смещение химического равновесия Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – химические реакции, сопровождающиеся переходом электронов от одного атома к другому, что ведёт к изменению степени окисления атомов элементов, участвующих в реакции. Восстановитель + Окислитель = Продукты реакции ne- 4. Окислительно-восстановительные реакции. Метод электронного баланса. Основные понятия теории окислительно-восстановительных реакций.Окисление - процесс отдачи электронов, степень окисления при этом повышается Al0 - 3ē → Al+32. Восстановление - процесс присоединения электронов, степень окисления при этом понижается S0 +2ē → S-23. Окислитель – вещество, в состав которого входит элемент, способный принимать электроны. 4. Восстановитель – вещество, в состав которого входит элемент, отдающий электроны.5. Окисление всегда сопровождается восстановлением, восстановление всегда связано с окислением. Степень окисления (с.о.) – это условная величина, которая показывает заряд того или иного элемента в соединении при условии, что все составляющие его частицы представляют собой ионы. Алгоритм вычисления степени окисления В молекулах простых веществ степень окисления атомов всегда = 02. С.о. кислорода в соединениях = – 2 (исключение: фторид кислорода ОF2, где с.о. +2 пероксиды Н2О2, Nа2О2, где с.о. – 1 3. С.о. фтора во всех соединениях = – 1 4. С.о.водорода в соединениях = +1, (исключение: гидриды активных металлов NаН, СаН2 с.о. – 15. С. о. металлов всегда положительная и численно = валентности металла в соединении6. Алгебраическая сумма степеней окисления атомов в молекуле = 0, а в ионе – заряду иона Высшая (максимальная) с.о. элемента, как правило, = номеру группы, в которой находится элемент в периодической системеНизшая (минимальная) с.о. металлов = 0. Низшая (минимальная) с.о. неметаллов обычно = (номер группы - 8)Значения с.о. элемента между высшей и низшей с.о. называются промежуточными Вещества, содержащие элементы в высшей степени окисления, могут быть только окислителями (атомы элементов могут только принимать электроны).Вещества, содержащие элементы низшей степени окисления, могут быть только восстановителями(атомы элементов могут только отдавать электроны).Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, обладают окислительно-восстановительной двойственностью, они могут быть как окислителями, так и восстановителями, в зависимости от партнера реакции. Например, Н2S+6 О4 – высшая с.о., окислительН2S-2 – низшая с.о., восстановитель; Н2S+4О3 - промежуточная с.о., восстановитель и окислитель Важнейшие окислители 1. Простые вещества –неметаллы с наибольшими значениями электроотрицательности – кислород О2, фтор F22. Сложные вещества, молекулы которых содержат элемент в высшей с.о.KMnO4, HNO3, H2SO4, K2Cr2O4 Важнейшие восстановители 1. Простые вещества – металлы (например, Na, Mg, Al и др.)2. Сложные вещества, молекулы которых содержат элемент в низшей с.о. NH3, CH4, H2S, HCl 3. К широко применяемым в промышленности восстановителям относятся водород Н2, углерод С (в виде угля или кокса) и оксид углерода (II)СО. NH3 + O2→ NO + H2O 1. Проставьте с. о. над химическим знаком каждого элемента в формулах веществ +1 0 -3 -2 +2 -2 +1 2. Подчеркните символы элементов, у которых степень окисления изменяется в процессе реакции __ __ 3. Составьте электронные уравнения процессов окисления и восстановления N-3 → N+2 О20 → 2О-2 - 5ē + 4ē Метод электронного баланса N-3 - 5е- → N+2 О20 + 4е-→ 2О-2 4. Найдите наименьшее общее кратное и основные коэффициенты 5 4 20 4 5 5. Расставьте основные коэффициенты в схеме реакции перед восстановителем и окислителем в левой части и, соответственно, перед окисленной и восстановленной формами в правой части. окисление, восстановитель восстановление, окислитель NH3+ O2 → NO + H2O 4 4 5 6 6. Уравняйте числа атомов элементов, которые не изменили с.о. Контрольные вопросы для закрепления:В 2 пробирки налили одинаковые объёмы раствора серной кислоты и одновременно опустили в одну – железный гвоздь, в другую – железные опилки. Сравните скорости реакций в обеих пробирках и объясните причину их различия.2. Как сместиться химическое равновесие реакции 2СО + О2 ↔ 2СО2 + Q приа) повышении температуры;б) повышении давлении3. Определите высшую и низшую степень окисления а) азотаб) хлора Рекомендуемая литератураОсновнаяА. В. Бабков, Т. И. Барабанова, В. А. Попков. Общая и неорганическая химия : учеб. для мед. училищ и колледжей, М. : ГЭОТАР-Медиа, 2013. Дополнительная А. В. Жолнин ; ред. В. А. Попков, А. В. Жолнин. Общая химия : учебник, М. : ГЭОТАР-Медиа, 2012. Электронные ресурсы ЭБС КрасГМУ Colibris; ЭБС Консультант студента; ЭБС ibooks; НЭБ elibrary

Приложенные файлы

  • ppt file7
    Размер файла: 647 kB Загрузок: 2

Добавить комментарий