+ 2 H 2 O

Основы химической
кинетики и
термодинамики
Химия
10 класс
И. Жикина
Химическая реакция
Протекает – энергия
молекул достаточна
А+Б=В
Не протекает –
энергия молекул
недостаточна
Энергия молекул
достаточна
Скорость
движения
выше (t°)
Каждая химическая реакция
происходит с какой-то конечной
СКОРОСТЬЮ
Необходимой для химической реакции
энергией обладает только ЧАСТЬ
А+Б
=
Разрушение
старых связей
E
Исходные
вещества
В
Переходное
состояние
Образование
новых связей
Энергетический
барьер –
энергия
активации
реакции
Продукты
реакции
А+Б=В
Активированный комплекс
А+Б
В
Энергией активации Еа называется средняя избыточная
энергия, которой должны обладать реагирующие частицы
чтобы преодолеть энергетический барьер, разделяющий в
химической реакции реагенты и продукты реакции.
NO2 + CO = NO + CO2
Выводы
• Для каждой химической реакции
характерно собственное значение Еа
(80 - 240 кДж/моль)
• Чем НИЖЕ активационный барьер
какой-либо химической реакции, тем
БЫСТРЕЕ она идет при данных условиях
• Если барьер очень высок, в системе
вообще нет молекул, способных
преодолеть активационный барьер и
реакция не происходит.
Термодинамика
Изучение законов обмена энергией
между системой и окружающей средой
Система
Обмен
энергией
Обмен
веществом
Изолированная Невозможен Невозможен
Закрытая
Возможен
Невозможен
Открытая
Возможен
Возможен
Изучение превращения энергии в ходе
химических реакций и
физико-химических процессов
• Возможен ли тот или иной процесс?
• Как нужно изменить условия, чтобы
он стал осуществим на практике?
• В каком направлении будут
протекать изменения в
рассматриваемой системе и когда они
достигнут своего предела?
Тепловой эффект
Тепловой эффект Q
или DH
(энтальпия)
Q = -DH
- количество теплоты, выделившееся
или поглощенное химической системой
при протекании в ней химической
реакции.
Экзотермическая реакция
DH<0
DH>0
Эндотермическая реакция
Уравнения химических реакций, в которых вместе с
реагентами и продуктами записан и тепловой эффект
реакции, называются
ТЕРМОХИМИЧЕСКИМИ УРАВНЕНИЯМИ.
СH4(г) + 2 O2(г) = СO2(г) + 2 H2О(ж) + 890 кДж
Экзотермическая реакция
Эндотермическая реакция
Стандартная энтальпия (стандартный
тепловой эффект реакции)
Измеренная при стандартных условиях
Т = 25°С (298 К)
Р = 1 атм
(101325 Па)
DНо298 = –890 кДж/моль
0
DH
DНо298 = +131,3 кДж/моль
Раздел химии, занимающийся изучением
превращения энергии в химических
реакциях, называется ТЕРМОХИМИЕЙ
Тепловой эффект
реакции можно
измерить при
помощи
калориметра
Q = mc(t2 - t1)
Q = -DH
Основные законы термохимии
Закон Лавуазье - Лапласа
Тепловой эффект прямой реакции всегда
равен тепловому эффекту обратной
реакции с противоположным знаком.
2 H2(г) + O2(г) = 2 H2О(ж) + 572 кДж
кислороде)
(горение водорода в
2 H2О(ж) + 572 кДж = 2 H2(г) + O2(г)
(разложение воды электрическим током)
Закон Гесса
Тепловой эффект реакции зависит только
от начального и конечного состояния
веществ и не зависит от промежуточных
стадий процесса.
2 NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2 H2O + 131 кДж
а) NaOH + H2SO4 = NaНSO4 + H2O + 62 кДж
б) NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O + 69 кДж
62 кДж + 69 кДж = 131 кДж
Теплота любой реакции может быть
вычислена как разность между суммой
теплот образования всех продуктов и
суммой теплот образования всех реагентов
в реакции.
Теплота образования простых веществ равна нулю.
Fe2O3(тв) + 3 C(графит) = 2 Fe(тв) + 3
CO(г)
о
Fe2O3 (DН
298
= –822,1 кДж/моль)
СО (DНо298 = – 110,5 кДж/моль).
DНо298 = 3(-110,5) - (-822,1) = -331,5 + 822,1 = +490,6 кДж
Задания
1. Определите величину теплового эффекта реакции:
2 S + 3 O2 = 2 SO3
если известны тепловые эффекты реакций
а) S + O2 = SO2 + 297 кДж/моль
б) SO2 + 0,5 O2 = SO3 + 396 кДж/моль
2. Даны три уравнения химических реакций:
а) Ca (тв) + 2 H2O (ж) = Ca(OH)2 (водн) + H2 (г) + 456,4 кДж
б) CaO (тв) + H2O (ж) = Ca(OH)2 (водн) + 81,6 кДж
в) H2 (г) + 1/2 O2 (г) = H2O (ж) + 286 кДж
Определите тепловой эффект реакции:
Ca (тв) + 1/2 O2 (г) = CaO (тв) + Q кДж.
Скорость реакции
Скоростью химической реакции называется
изменение концентрации реагирующих веществ
за единицу времени в единице объема системы
(моль/л•сек)
Гомогенная реакция
V = ± Dc / Dt = ± (c2-c1) / (t2-t1)
Гетерогенная реакция
2H2O2 = 2H2O + O2
V = ±(1243,09 – 1246.05)/60 = 0,04 моль/лּсек
А+Б=В
Средняя скорость реакции
Факторы, влияющие на скорость реакции
Природа реагирующих веществ
Zn
Ni
HCl
Поверхность соприкосновения
Концентрация реагирующих веществ
ЗАКОН ДЕЙСТВУЮЩИХ МАСС
Скорость химической реакции пропорциональна
произведению концентраций реагирующих
веществ.
аА + вВ  сС
V = k[A]a[B]b
k - константа скорости реакции, v = k
если, концентрации исходных веществ равны 1 моль/л
Температура
Правило Вант-Гоффа - при повышении температуры
на 10° С скорость реакции увеличивается в 2-4 раза
Vt02 / Vt01
= g
(t02 – t01) / 10
Vt02 и Vt01 - скорости реакции при температурах t02 и t01
g - температурный коэффициент данной реакции.
Катализатор
Катализатор - вещество, участвующее в реакции и
изменяющее ее скорость, но остающееся
неизменным после того, как химическая реакция
заканчивается
Положительный
катализ
Отрицательный
катализ
(ингибитор)
Механизм действия катализаторов связан с тем,
что они снижают энергию активации реакции за
счет образования промежуточных соединений.
Химическое равновесие
Необратимые реакции
Реакции,протекающие
только в одном
направлении
Выпадает
осадок,
выделяется газ,
образуется
вода
BaCl2 + H2SO4  BaSO4 + 2HCl
Na2CO3 + 2HCl 2NaCl + CO2+ H2O
KOH + HNO3  KNO3 + H2O
Обратимые реакции
Реакции, протекающие одновременно в
двух взаимно противоположных
направлениях
Обратная реакция
N2 + 3H2  2NH3

Прямая реакция
Химическое равновесие - состояние системы, в
котором скорость прямой реакции равна
скорости обратной реакции.
равновесие
V1=V2
Константа
равновесия
Равновесные
концентрации
Чем выше величина Kp , тем больше в
равновесной смеси продуктов прямой
реакции
Принцип Ле-Шателье - внешнее воздействие на
систему, находящуюся в состоянии равновесия,
приводит к смещению равновесия в направлении
ослабления произведенного воздействия.
•Увеличение давления смещает равновесие в сторону
реакции, ведущей к уменьшению объема.
•Повышение температуры смещает равновесие в сторону
эндотермической реакции.
•Увеличение концентрации исходных веществ и удаление
продуктов из сферы реакции смещают равновесие в
стoрону прямой реакции.
•Катализаторы не влияют на положение равновесия.
NO2 + CO
 NO + CO2
 увеличение концентрации NO2 или CO –
в сторону прямой реакции
 уменьшение концентрации NO2 или CO –
в сторону обратной реакции
 увеличение концентрации NO или CO2 –
в сторону обратной реакции
 уменьшение концентрации NO или CO2
– в сторону прямой реакции
1
N2O4 
2NO2
2
 давления(увеличение концентрации) –
в сторону меньшего числа частиц
Выделение тепла - экзо
2H2O2 
2H
O
+
O
2
2

DH>0
Поглощение тепла - эндо
 температуры – поглощения тепла
в сторону прямой (эндотермической)
реакции