2 H 2 (г) + О 2 (г) = 2 Н 2 О (г)  G 0 298 = - 476кДж

1. H++OH- =H2OG0 298= - 5 кДж2 N0( г ) + 02 ( г ) = 2 N02 ( г ) G0 298= - 150 кДж 2 H2 (г) + О2 (г) = 2 Н2О(г)G0298= - 476кДж

2. Термодинамика –возможностьКинетика – как реально? Кинетика – раздел физической химии, изучающий механизм и скорость протекания реакций «kinеtikos» - «движущийся»

3. Скорость химических реакций [моль/(л·с)]

4. От чего зависит υх.р. ? природареагирующих веществ концентрация температура давление (для реакций с участием газов ) присутствие катализаторов среда (для реакций в растворах); интенсивность света (в фотохимических реакциях).

5. Зависимость скорости реакции от концентрации • закон действующих масс • (ЗДМ) a A + b B = d D + fF υ = k· [A]a· [B]b υ= k· [D]d· [F]f физический смысл k: k =υпри С реаг. в-в=1моль/л Гульдберг и Вааге (1867)

6. a A + b B d D + fF k· [A]a· [B]b= k· [D]d· [F]f Кс = = уравнение законадействующих масс (ЗДМ)

7. Количество участвующих в реакции частиц - молекулярность реакции (характеризует механизм реакции)  — число частиц, участвующее в элементарном акте взаимодействия.(согласно экспериментально установленному механизму реакции) Мономолекулярные—превращение одной молекулы (изомеризация, диссоциация и т. д.): NH4Cl → NH3+ HCl N2O4→ 2NO2 Бимолекулярные —элементарный акт при столкновении двухчастиц: СН3-СО-О-С2Н5+ NaOH = CH3-COONa + С2Н5ОН H2+I2=2HI N2+ O2 = 2NO Тримолекулярные реакции —элементарный акт при столкновении трех частиц: 2NO+H2=N2O+H2O

8. Порядок реакцииаА+ bB = cCƲ= k • СaA • СbBk – константа скорости реакции, СA и СB – молярные концентрации реагентов, моль\л,а – порядок реакции по реагенту А, b– порядок реакции по реагенту В, n = a + b – общий порядок реакцииРазмерность константы скорости зависит от порядка реакции:n=0, [k] = [моль/(л•с)]n=1, [k]=[1/с], n=2, [k] = [л/(с•моль)]n=3, [k] = [л2/(с•моль2)]

9. Порядок реакции (характеризует механизм реакции)  — число частиц, участвующее в элементарном акте взаимодействия.(согласно экспериментально установленному механизму реакции) υ = -dC/dt= k Cn Реакция 1-го порядка: I2 = 2I, υ= k·C(I2) 2-го порядка: N2 + O2 = 2NO, υ= k·C(N2) · C(O2) 3-го порядка: 2NO + H2 = N2O + H2O, υ= k·C2(NO) · C(H2)

10. υ = k Cn lgυ =lgk + nlgC lgυ φ tgφ=n } lg k lg C

12. -dC/dτ= k Cn • ln=k1τ k1= ln [C-1] • k2= () [?] k3= () [?] …………..

13. C Изменение функции концентрации исходных веществ во времени для реакции нулевого порядка -dC/dτ= k τ

14. lnC Изменение функции концентрации исходных веществ во времени для реакции первого порядка τ

15. Рассчитайте период полураспадаT1/2, если через 10 лет осталось 40% от первоначального количества ядер. lnCo/C= k.t 2.3.lgCo/C= k.t 2.3.lgCo/0,4Co= k.10 2.3.lg2,5= k.10 k=0,0915 lnCo/0,5Co= k.T1/2 T1/2 =7,5

16. Определите возраст мумии, если содержание радиоактивного изотопа углерода 14С в её тканях составляет 80% от его содержания в живом организме, а период полураспада 14С равен 5 600 лет.

17. Изменение функции концентрации исходных веществ во времени для реакции второго порядка τ

18. Изменение функции концентрации исходных веществ во времени для реакции третьего порядка τ

19. Порядок реакции CN– + H2O HCN + OH– n-? R1-СО-О-R2+ NaOH = CH3-COONa + С2Н5ОНn-? H2+I2=2HIn-? n=1? 1) 2)

20. a A + b B d D + fF k· [A]m· [B]n= k· [C]p· [D]g Кс = = Кр = Кр =∙ RT  = (p+g) - (m+n)

21. N2 + 3H22NH3 ? К373=2∙1013 ?

22. [ х] [ х] 0,5 = 0,5 = [2-х]·[3- х] [2-х]·[3- х] Константа равновесия обратимой реакции А(г.)+В(г.)=АВ(г.) равна 0,5. Исходные концентрации А и В, соответственно, 2 и 3 моль/л. Вычислите равновесные концентрации всех веществ. А(г.)+В(г.)=АВ(г.) Исходные: 2 3 0 Прореагировало: х х 0 К моменту равновесия: [2-х][3- х][ х] 0,5х2 – 3,5х +3 = 0

23. 3,5 ± 2,5 1 3,5±√3,52 - 4·0,5·3 Х1,2 = 2·0,5 0,5х2 – 3,5х +3 = 0 Х1,2 = Х1 = 6; Х2 =1

24. А(г.)+В(г.)=АВ(г.) Исходные: 2 3 0 Прореагировало: х х 0 К моменту равновесия: [2-х][3- х][ х] Х1 = 6; Х2 =1 Ответ: 1 2 1

25. [ х] 0,5 = [2-х]·[3- х] Константа равновесия обратимой реакции А(г.)+В(г.)=АВ(г.) равна 0,5. Исходные концентрации А и В, соответственно, 2 и 3 моль/л. Вычислите равновесные концентрации всех веществ. А(г.)+В(г.)=АВ(г.) Исходные: 2 3 0 Прореагировало: х х 0 К моменту равновесия: [2-х][3- х][ х] 0,5х2 – 3,5х +3 = 0

26. Константа равновесия для реакцииМ2+N2 ↔2MNпри некоторых условиях равна 1. Сколько моль N2надо взять на 6моль M2, чтобы 50% последнего превратить в MN?

27. При нагревании оксида азота (IV) часть его разложилась на оксид азота (II) и кислород и установилось химическое равновесие. Определите объёмные доли веществ в реакционной смеси, если её относительная плотность по воздуху равна 1,269. 2NO22NO+ O2 Мсмеси = 29•1,269=36,8 Пусть 1 моль NO2(исх.) Разложилось Х моль NO2 В равновесии: (1+0,5 х) моль (1+0,5 х)•36,8= 46 Х=0,5 0,5 0,5 0,25 40% 40% 20%

28. Равновесие в растворах: CH3COOH+ NaOHCH3COONa + H2O FeCl3 +3 KSCN Fe(NCS)3 +3KCl ? [Fe(H2O)6]Cl3 +3 KNCSK3[Fe(NCS)6]+3KCl Принцип ЛеШателье

29. Принцип ЛеШателье N2O4(г) 2 NO2(г) СО(г) + H2O (г) CО2(г)+ Н2 (г) ∆Н>0

30. Зависимость скорости реакции от температуры: • Н2 + 1/2О2 = Н2О • н.у. (00С) – практически не идёт • 500 °С – за 50 мин • 700 °С - мгновенно.

31. Зависимость скорости реакции от температуры: Правило Вант-Гоффа (1884) : при повышении температуры на каждые 10° скорость гомогенной реакции возрастает в 2-4 раза, т.е. γ – температурный коэффициент скорости реакции. ВАНТ-ГОФФ, ЯКОБ ХЕНРИК (Нидерланды) Нобелевская премия по химии, 1901 только для реакций с энергией активации 60-120 кДж/моль в температурном диапазоне 10-400oC.

32. (рисунок.: Энциклопедия Аванта+, т. 17. Химия )

33. Вант-Гофф • Сформулировал основные постулаты химической кинетики и впервые ввел оценку скорости реакции с помощью константы скорости реакции. • Классифицировал химические реакции как мономолекулярные, бимолекулярные и полимолекулярные в зависимости от числа участвующих в них молекул, а также определил порядок некоторых реакций. • Применил положения термодинамики к принципам подвижного равновесия, возникающего в результате изменения температуры. Он ввел и общепринятое обозначение обратимости реакции двумя стрелками, направленными в противоположные стороны. • Вант-Гофф выразил осмотическое давление формулой РV = iRT. Проведенные им исследования разбавленных растворов явились обоснованием теории электролитической диссоциации С.Аррениуса, объединили в единую теорию различные направления химической статики: термохимию, электрохимию и учение о равновесии. Возник единый теоретический фундамент химии.

34. Изучая оптическую активность сахаров, Вант-Гофф в 1874 опубликовал статью, в которой предложил вариант трехмерных моделей молекул. Атом углерода находится в центре тетраэдра, а в четырех его углах располагаются группы атомов, отличающиеся друг от друга. Взаимообмен расположенных в углах тетраэдра групп может вызвать появление изомеров, являющихся зеркальным отображением друг друга. Этим и объясняются различия в оптических свойствах.Теория Вант-Гоффа легла в основу современной стереохимии – области химии, изучающей пространственное строение молекул. Немецкий химик Адольф Вильгельм Герман Кольбе назвал эту идею «фантастической чепухой, напрочь лишенной какого бы то ни было фактического основания и совершенно непонятной серьезному исследователю». «Настоящих исследователей поражает, как почти не известные химики берутся так уверенно судить о высочайшей проблеме химии – вопросе о пространственном положении атомов, который, пожалуй, никогда не будет решен».

35. 1889г. Уравнение Аррениуса Еа – энергия активации реакции. (для большинства реакций 50-250 кДж/моль) Энергия активации – наименьшая избыточная энергия молекул, по сравнению со средней величиной при данной Т, достаточная для совершения реакции: Еа > 150 кДж/моль, то такие реакции при нормальных условиях не протекают. Сванте Август Аррениус Нобелевская премия по химии (1903)

36. Уравнение Аррениуса Константа скорости реакции при 25 0С равна 10-2. При повышении температуры до 45 0С константа скорости реакции увеличилась в 9 раз. Рассчитайте энергию активации. -?

37. ЕаЕа=∆Н

38. Н2(г) + I2(тв) = 2HI(г); ∆G0= 3.56 кДжТ = 298 К; pH2=1атм; pHI=0,1атм ∆G0 = - RT lnK Дж

39. ∆G = 0 -равновесие ∆G0 = - RT lnK

40. Энергетическая схема реакции, протекающей без катализатора и с участием катализатора Катализ – уменьшение Eaв результате изменения пути реакции

41. Энергия активации некоторой реакции в отсутствие катализатора равна 32,3•10³ Дж/моль, а в присутствии катализатора она равна 20,9•10³  Дж/моль. Во сколько раз возрастет скорость этой реакции в присутствии катализатора при 25 °С.  k/ k = 10²  = 100

42. Классификация реакций по механизму Простые реакции протекают в одну стадию в соответствии со стехиометрическим уравнением: H2 + I2→2HIСложные реакции –совокупность простых самая длительная стадия - лимитирующая

43. Классификация сложных реакций по механизму протекания: параллельная 4 KClO3 4 KCl + 6 O2 4 KClO3 3 KClO4 + KCl υ= υ1 + υ2 = (k1 + k2) CKClO3 параллельные последовательные сопряженные =constпринцип независимости

44. Последовательные: A → B → C CH4→ CH3Cl→ CH2Cl2→CHCl3 2НI + Н2О2→ I2 + 2Н2О 1стадия(быстро):НI + Н2О2→   НIО + Н2О 2стадия (медленно):НIО + НI  →   I2 + Н2О принцип лимитирующей стадии

45. Сопряженные – протекание одной реакции обуславливает протекание другой: A + B = M (1) A + C = N (2) • Fe2+ + H2O2→Fe3+ + OH– + OH• • C6H6+ H2O2→C6H5ОН + H2O Fe2+ + OH•  →    Fe3+ + OH– C6H6 + OH•  →C6H5• + H2O C6H5• + OH•  →   C6H5ОН C6H5• + C6H5•  → C6H5–C6H5 Первая реакция идет всегда, вторая только с первой Вторая индуцируется первой сопряженные: окисление глюкозы и синтез АТФ из АДФ и фосфата

46. Цепные реакции Cl2 + hvCl· + Cl∙инициирование реакции Cl· + H2HCl + H · H · + Cl2HCl + Cl·рост цепи C · + H2 HCl + H · Cl · + Cl ·  Cl2обрыв цепи • Н2 + О2 Н2О • Н2 + О2+ hv2•ОН • •ОН + Н2Н• + Н2О • Н• + О2 •О• + •ОН (разветвление) • •ОН + Н2   Н2О + Н••О•+ Н2 •ОН + Н• • Н•+ •ОН Н2О

47. Николай Николаевич Семенов Единственный советский лауреат Нобелевской премии по химии за разработку теории цепных реакций (1956 г. с СириломХиншелвудом). Совместно с П. Л. Капицей был одним из основателей МФТИ в 1946 г., являлся создателем и научным руководителем факультета молекулярной и химической физики этого института

48. Фотохимические (hν)

49. Автоколебательные реакции