Скорость химических реакций

Скорость химических реакций

Автор презентации: учитель химии первой категории

МБОУ «СОШ№14 с УИОП»

Дмитриева Наталья Алексеевна

г.Балахна Нижегородская область

Химические реакции протекают с разными скоростями. Очень быстро проходят реакции в водных растворах, практически мгновенно. Быстро, но не мгновенно горит сера,

магний растворяется в соляной кислоте,

этилен обесцвечивает бромную воду. Медленно образуется ржавчина на железных предметах, налет на медных и бронзовых изделиях, гниет листва, разрушаются зубы.

Так почему же одни реакции происходят быстро, а другие могут длиться годами?

Химические реакции

гомогенные

гетерогенные

• Скорость гомогенной реакции определяется как изменение концентрации одного из исходных веществ в единицу времени (если объем системы не меняется).

• Скорость гетерогенной реакции определяется как изменение количества вещества в единицу времени на единице поверхности.

Факторы, влияющие на скорость химической реакции

• Природа реагирующих веществ
• Концентрация реагирующих веществ
• Давление (для газов)
• Температура
• Наличие катализатора
• Площадь поверхности раздела фаз (для гетерогенных реакций)

Природа реагирующих веществ

Под «природой реагирующих веществ» понимают:

Для веществ молекулярного строения – тип химических связей в молекулах реагентов, прочность связей.

Для веществ, у которых «молекула» состоит из одного атома (металлы, благородные газы) – строение электронной оболочки атома, прочность связывания внешних электронов.

Для молекул сложной формы – вероятность благоприятного для реакции взаимного расположения реагентов при соударении.

Влияние природы реагирующих веществ

Налить в три пробирки на ¼ от их объема 0,5М раствор серной кислоты.

Добавить:

В первую пробирку – Zn

Во вторую пробирку – Mg

В третью пробирку – Cu

Ход работы

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 ↑

Mg + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2 ↑

Cu + H 2 SO 4 ≠

При добавлении в пробирки металлов, в двух пробирках ( Zn и Mg ) происходит выделение водорода, причем в пробирке с магнием оно идет более энергично. В пробирке с медью реакция не идет. Это объясняется тем, что металлы находятся на разных позициях в ряду активности металлов. Из них магний самый активный металл, а медь – самый неактивный.

Следовательно, эти металлы имеют разную природу.

Вывод:

Скорость химической реакции зависит от природы реагентов.

В настоящем опыте исследуется влияние концентрации реагентов на скорость взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой:

В четыре пробирки налить по 6мл 0,5М раствора серной кислоты. В четыре пронумерованных стаканчика (по 50мл) налить указанное в таблице количество 0,5М раствора тиосульфата натрия и воды. Вылить в стаканчик №1 отмеренные 6мл серной кислоты, быстро перемешать и измерить время (секунды) до начала появления в объеме раствора мути. Скорость реакции определить как величину, обратно пропорциональную полученному времени. Повторить опыт со стаканчиками №2-№4 и данные занести в таблицу.

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + SO 2 + S + H 2 O

№ стакана

Объем раствора, мл

Na 2 S 2 O 3

1

Относительная концентрация Na 2 S 2 O 3 (а/(а+в))

H 2 O

6

2

4

Время (t) , с

0

3

4

3

2

Скорость реакции

υ = 1/ t , с -1

1

2/3

2

7

3

0,14

8,81

1/2

4

0,11

1/3

11,05

0,09

18,19

0,05

Температура

• Опытным путем Вант-Гофф установил, что скорость большинства химических реакций увеличивается в 2-4 раза при повышении температуры на 10 градусов. Это правило носит его имя и выражается уравнением
• где υ t 2 и υ t 1 – скорости реакций соответственно при конечной( t 2) и начальной( t 1) температурах, γ- температурный коэффициент скорости реакции, показывающий, во сколько раз увеличивается скорость реакции с повышением температуры на каждые 10 ○ С и равный 2-4.

Катализатор

Влияние катализатора на скорость химической реакции.

А) Гетерогенный катализ

В три пробирки налить по ¼ объема пероксида водорода. Одновременно добавить:

В первую пробирку – MnO 2

Во вторую – SiO 2

В третью – FeO

Наблюдать реакции разложения пероксида водорода.

Ход работы

При добавлении оксида марганца ( IV ) произошло бурное выделение кислорода, тлеющая лучинка, опущенная в пробирку, ярко загорелась

При добавлении оксида кремния скорость реакции шла без увеличения скорости, тлеющая лучинка погасла, значит, SiO 2 не является катализатором.

При добавлении FeO реакция происходила медленнее остальных реакций. Лучинка продолжает тлеть.

2 H 2 O 2 = MnO 2 2 H 2 O + 2 O ↑(протекает быстро)

2 H 2 O 2 = FeO 2 H 2 O + 2 O ↑(протекает очень медленно)

2 H 2 O 2 ≠ SiO2

Вывод:

MnO 2 – сильный катализатор

SiO 2 – не является катализатором

FeO – слабый катализатор

При гетерогенном катализе скорость химической реакции увеличивается.

Опыт

В две пробирки на 1/3 объема налить 0,5М раствор серной кислоты. В каждую пробирку бросить по кусочку цинка и добавить по 1 капле раствора KMnO 4 . Одну пробирку оставить в качестве эталона, а в другую – добавить несколько кристаллов KNO 3 в качестве катализатора.

При взаимодействии металлического цинка с раствором серной кислоты образуется атомарный водород, который, рекомбинируя, выделяется в виде газа H 2 . В первой пробирке восстановление перманганата калия происходит непосредственно атомарным водородом (реакция протекает довольно медленно). Во второй пробирке атомарный водород вначале восстанавливает ион NO 3 - до иона NO 2 - , который реагирует с перманганатом калия значительно быстрее

При этом MnO 4 - восстанавливается до Mn 2+ , а ион NO 2 - вновь окисляется до NO 3 - .

• Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 +2H
• 2H = H 2 – рекомбинация
• 5 KNO 3 + 10H = 5KNO 2 + 5H 2 O
• 5KNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5KNO 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 +3H 2 O

Таким образом, нитрат калия, участвуя в промежуточных стадиях процесса, способствует более быстрому протеканию реакции восстановления перманганата калия. Сам же KNO 3 в результате реакции не расходуется и остается в первоначально взятом количестве.

Суммарная реакция:

5 Zn + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 = 5 ZnSO 4 + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8 H 2 O

Катализатор снижает энергетический барьер реакции

Вывод:

При гомогенном катализе скорость химической реакции увеличивается

Влияние поверхности раздела фаз на скорость реакции

Налить в два стаканчика на ¼ их объема 2М раствор соляной кислоты.

Выбрать два одинаковых кусочка мела, поместить один из них в фарфоровую ступку и растереть в порошок.

Пересыпать порошок на листок бумаги.

Одновременно в первую пробирку бросить кусочек мела, а во вторую – порошок.

Наблюдать выделение газа.

Вывод

Химическая кинетика – довольно молодая наука, в ней много неизученного. Но знания в этой области необходимы как на производстве, так и в быту.

Спасибо за внимание !