1 От слова «редкий», т.Е. Частицы располагаются реже, на больших расстояниях между ними.

Лекция 8.

Факторы, влияющие на скорость реакции. Химическое равновесие. Параметр 4. Использование катализатора.

Небольшой сюрприз от преподавателей. Дело в том, что катализатор позволяет Вам найти более легкую дорогу между пунктами А и Б, но никоим образом не изменяет относительное расположение этих пунктов. Более того катализатор ускоряет и прямую, и обратную реакции, не оказывая предпочтения ни одной из них.

Итак, важно запомнить: катализатор не влияет на положение равновесия химической реакции, а только ускоряет момент его наступления.

Поэтому введение катализатора на приведет к смещению равновесия.

Таким образом, ответ на вопрос задачи должен звучать так

«Согласно принципу Ле-Шателье к увеличению содержания оксида серы(VI) в реакционной смеси

Лекция 8.

Факторы, влияющие на скорость реакции. Химическое равновесие.

Ключевые термины

Фаза	Скорость гомогенной химической реакции
Гомогенная система	Скорость гетерогенной химической реакции
Гомогенная реакция	Химическая кинетика
Гетерогенная система	Закон действующих масс
Гетерогенная реакция	Элементарная (простая) реакция
Константа скорости	Сложная (составная) реакция, брутто-реакция
Порядок реакции	Реакция первого порядка / мономолекулярная реакция
Катализатор	Реакция второго порядка / бимолекулярная реакция
Переходное состояние	Реакция третьего порядка / тримолекулярная реакция
Интермедиат	Порядок реакции по веществу
Ферменты (энзимы)	Уравнение Вант-Гоффа
	Температурный коэффициент
	Уравнение Аррениуса

Лекция 7.

Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Химическое равновесие. Зависимость константы скорости реакции от температуры выражается посредством уравнения Аррениуса:

− Ea

k = k0e RT ,

в котором

R = 8,314 Дж·моль-1·К-1 – универсальная газовая постоянная,

Ea – энергия активации реакции (см. ниже), её условно считают не зависящей от температуры;

k0 – предэкспоненциальный множитель (т.е. множитель, который стоит перед экспонентой e), величина которого тоже почти не зависит от температуры и определяется, в первую очередь, порядком реакции.

Так, величина k0 составляет примерно для реакции первого порядка 1013 с-1, для реакции второго порядка – 10 -10 л·моль-1·с-1,

для реакции третьего порядка – 10 -33 л2·моль-2·с-1. Эти значения запоминать не обязательно .

Точные значения k0 для каждой реакции определяют экспериментально.

Понятие энергии активации становится ясным из следующего рисунка. Фактически энергия активации представляет собой энергию, которой должна обладать реагирующая частица, для того, чтобы реакция произошла.

При этом если мы нагреваем систему, то энергия частиц повышается (пунктирный график), тогда как переходное состояние (≠) остается на прежнем уровне. Разница в энергии между переходным состоянием и реагентами (энергия активации) сокращается, а скорость реакции согласно уравнению Аррениуса возрастает.

Значения энергии	активации и	константы скорости могут	быть определены
в эксперименте, что	имеет важное	практическое значение	для установления
механизмов химических реакций.

Лекция 7.

Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Химическое равновесие. Кроме уравнения Аррениуса, существует уравнение Вант-Гоффа, которое

характеризует зависимость скорости реакции от температуры посредством температурного коэффициента γ:

Температурный коэффициент γ показывает, во сколько раз вырастет скорость химической реакции при изменении температуры на 10o.

Уравнение Вант-Гоффа:

T2 −T1

W (T2 ) = W (T1 ) ×γ 10

Обычно коэффициент γ находится в диапазоне от 2 до 4. По этой причине химики часто пользуются приближением, что увеличение температуры на 20o приводит к возрастанию скорости реакции на порядок (т.е. в 10 раз).

2. Вещество, полученное на аноде при электролизе расплава иодида натрия с инертными электродами, выделили и ввели во взаимодействие с сероводородом. Газообразный продукт последней реакции растворили в воде и к полученному раствору добавили хлорное железо. Образовавшийся осадок отфильтровали и обработали горячим раствором гидроксида натрия. Напишите уравнения описанных реакций.

 

I₂    +   H₂S   =   2HI↑   +   S↓

2HI    +   2FeCl₃   =   I₂   +   2FeCl₂   +  2HCl

3I₂    +    6NaOH _(гор.)   =   NaIO₃   +   5NaI   +   3H₂O

Свернуть

 

2. Вещество, полученное на аноде при электролизе раствора иодида натрия с инертными электродами, ввели в реакцию с калием. Продукт реакции нагрели с концентрированной серной кислотой и выделившийся газ пропустили через горячий раствор хромата калия. Напишите уравнения описанных реакций.

 

I₂   +   2K   =    2KI

8KI    +   5H₂SO_4(конц.)     =    4I₂↓   +    H₂S↑     +    4K₂SO₄     +    4H₂O    или

8KI    +   9H₂SO_{4  (конц.)}   =    4I₂↓ +    H₂S↑     +    8KHSO₄     +    4H₂O

3H₂S    +   2K₂CrO₄    +   2H₂O   =   2Cr(OH)₃   +   3S    +   4KOH

Свернуть

 

3. Хлорная вода имеет запах хлора. При подщелачивании запах исчезает, а при добавлении соляной кислоты – становится более сильным, чем был ранее. Напишите уравнения описанных реакций.

 

Cl₂    +   H₂O  ↔  HCl   +   HClO

HCl   +   NaOH   =   NaCl   +  H₂O

HClO   +   NaOH   =   NaClO   +  H₂O

NaClO   +   2HCl   =  NaCl  +  Cl₂   +  H₂O

Свернуть

 

4. Бесцветные газы выделяются при выдерживании концентрированной кислоты, как с хлоридом натрия, так и с иодидом натрия. При пропускании этих газов через водный раствор аммиака образуются соли. Напишите уравнения описанных реакций.

 

H₂SO_4(конц.)     +    NaCl_{(тверд.)}    =   NaHSO₄    +   HCl↑

9H₂SO_4(конц.)     +    8NaI_{(тверд.)}       =    8NaHSO₄   +   4I₂↓    +   H₂S   +   4H₂O

NH₄OH    +   HCl   =   NH₄Cl   +   H₂O

NH₄OH    +   H₂S    =   NH₄HS   +   H₂O

Ответ

 При термическом разложении соли А в присутствии диоксида марганца образовались бинарная соль Б и газ, поддерживающий горение и входящий в состав воздуха, при нагревании этой соли без катализатора образуются соль Б и соль кислородсодержащей кислоты. При взаимодействии соли А с соляной кислотой выделяется жёлто-зелёный газ (простое вещество) и образуется соль Б. соль Б окрашивает пламя в фиолетовый цвет, при её взаимодействии с раствором нитрата серебра выпадает осадок белого цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

 

4KClO₃    KCl   +   3KClO₄

KClO₃   +   6HCl   =   KCl   +   3Cl₂↑+  3H₂O

KCl  +  AgNO₃   =   AgCl↓   +   KNO₃

Физические свойства и нахождение в природе

 Кислород О₂ — газ без цвета, вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха. Плохо растворим в воде. Жидкий кислород – голубоватая жидкость, кипящая при -183^оС.

Озон О₃ — при нормальных условиях газ голубого цвета со специфическим запахом, молекула которого состоит из трёх атомов кислорода.

Кислород — это самый распространённый в земной коре элемент. Кислород входит в состав многих минералов — силикатов, карбонатов и др. Массовая доля элемента кислорода в земной коре —  около 47 %. Массовая доля элемента кислорода в морской и пресной воде составляет 85,82 %. 

В атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,10 % по массе.

 

Способы получения кислорода

 В промышленности кислород получают перегонкой жидкого воздуха.

Лабораторные способы получения кислорода:

• Разложение некоторых кислородосодержащих веществ:

Разложение перманганата калия:

2KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

Разложение бертолетовой соли в присутствии катализатора  MnO₂:

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂

Разложение пероксида водорода:

2H₂O₂ → MnO₂ + 2H₂O + O₂

 

2HgO → 2Hg + O₂

2KNO₃ → 2KNO₂ + O₂

 Соединения кислорода

 

Основные степени окисления кислород +2, +1, 0, -1 и -2.

Соединения кислорода:

Степень окисления	Типичные соединения
+2	Фторид кислорода OF2
+1	Пероксофторид кислорода O2F2
-1	Пероксид водорода H2O2 Пероксид натрия Na2O2 и др.
-2	Вода H2O Оксиды металлов и неметаллов Na2O, SO2 и др. Кислородсодержащие кислоты Соли кислородсодержащих кислот Кислородсодержащие органические вещества Основания и амфотерные гидроксиды

Химические свойства

 

При нормальных условиях чистый кислород — очень активное вещество, сильный окислитель. В составе воздуха окислительные свойства кислорода не столь явно выражены.

1. Кислород проявляет свойства окислителя (с большинством химических элементов) и свойства восстановителя (только с более электроотрицательным фтором). В качестве окислителя кислород реагирует и с металлами, и с неметаллами. Большинство реакций сгорания простых веществ в кислороде протекает очень бурно, иногда со взрывом.

1.1. Кислород реагирует с фтором с образованием фторидов кислорода:

O₂  +  2F₂  →  2OF₂

С хлором и бромом кислород практически не реагирует, взаимодействует только в специфических очень жестких условиях.

1.2. Кислород реагирует с серой и кремнием с образованием оксидов:

S + O₂ → SO₂

  Si + O₂ → SiO₂

1.3. Фосфор горит в кислороде с образованием оксидов:

При недостатке кислорода возможно образование оксида фосфора (III):

4P   +   3O₂  →   2P₂O₃

Но чаще фосфор сгорает до оксида фосфора (V):

4P   +   5O₂  →   2P₂O₅

 

1.4. С азотом кислород реагирует при действии электрического разряда, либо при очень высокой температуре (2000^оС), образуя оксид азота (II):

    N₂ + O₂→  2NO

1.5. В реакциях с щелочноземельными металлами, литием  и алюминием кислород  также проявляет свойства окислителя. При этом образуются оксиды:

2Ca   +   O₂ → 2CaO

Однако при горении натрия в кислороде преимущественно образуется пероксид натрия:

    2Na + O₂→  Na₂O₂

А вот калий, рубидий и цезий при сгорании образуют смесь продуктов, преимущественно надпероксид:

    K + O₂→  KO₂

Переходные металлы окисляются кислород обычно до устойчивых степеней окисления.

Цинк окисляется до оксида цинка (II):

2Zn + O₂→  2ZnO

Железо, в зависимости от количества кислорода, образуется либо оксид железа (II), либо оксид железа (III), либо железную окалину:

2Fe + O₂→  2FeO

4Fe + 3O₂→  2Fe₂O₃

3Fe + 2O₂→  Fe₃O₄

 1.6. При нагревании с избытком кислорода графит горит, образуя оксид углерода (IV):

C  +   O₂  →  CO₂

 при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:

2C  +   O₂  →  2CO

 Графит также горит, например, в жидком кислороде:

2. Кислород взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Кислород окисляет бинарные соединения металлов и неметаллов: сульфиды, фосфиды, карбиды, гидриды. При этом образуются оксиды:

4FeS + 7O₂→  2Fe₂O₃ + 4SO₂

Al₄C₃ + 6O₂→  2Al₂O₃ + 3CO₂

Ca₃P₂ + 4O₂→  3CaO + P₂O₅

 

2.2. Кислород окисляет бинарные соединения неметаллов:

• летучие водородные соединения (сероводород, аммиак, метан, силан гидриды. При этом также образуются оксиды: 

2H₂S + 3O₂→  2H₂O + 2SO₂

Аммиак горит с образованием простого вещества, азота:

4NH₃ + 3O₂→  2N₂ + 6H₂O

Аммиак окисляется на катализаторе (например, губчатое железо) до оксида азота (II):

4NH₃ + 5O₂→  4NO + 6H₂O

• прочие бинарные соединения неметаллов — как правило, соединения серы, углерода, фосфора (сероуглерод, сульфид фосфора и др.):

CS₂ + 3O₂→  CO₂ + 2SO₂

• некоторые оксиды элементов в промежуточных степенях окисления (оксид углерода (II), оксид железа (II) и др.):

2CO + O₂→  2CO₂

 

2.3. Кислород окисляет гидроксиды и соли металлов в промежуточных степенях окисления в водных растворах.

Например, кислород окисляет гидроксид железа (II):

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O → 4Fe(OH)₃

Кислород окисляет азотистую кислоту:

2HNO₂ + O₂ → 2HNO₃

 2.4. Кислород окисляет большинство органических веществ. При этом возможно жесткое окисление (горение) до углекислого газа, угарного газа или углерода:

CH₄ + 2O₂→  CO₂ + 2H₂O

2CH₄ + 3O₂→  2CO + 4H₂O

CH₄ + O₂→  C + 2H₂O