13. Періодичний закон Д.І. Менделєєва. Періодичність в зміні різних властивостей елементів (потенціал іонізації, спорідненість до електрону, атомні радіуси і т.д.)

14. Подібність і відмінність хімічних властивостей елементів головних і побічних підгруп в зв'язку з електронною будовою атома.

15. Хімічний зв'язок. Види хімічного зв'язку. Енергетичні та геометричні характеристики зв'язку

16. Природа хімічного зв'язку. Енергетичні ефекти в процесі утворення хімічного зв'язку

17. Основні положення методу нд. Обмінний і донорно- акцепторні механізми утворення ковалентного зв'язку

18. Валентні можливості атомів елементів в основному і в збудженому стані

20. Насичуваність ковалентного зв'язку. Поняття валентності.

21. Полярність ковалентного зв'язку. Теорія гібридизації. Види гібридизації. Приклади.

22. Полярність ковалентного зв'язку. Дипольний момент.

23. Переваги і недоліки методу нд.

24. Метод молекулярних орбіталей. Основні поняття.

26. Іонна зв'язок як граничний випадок ковалентного полярного зв'язку. Властивості іонного зв'язку. Основні види кристалічних решіток для з'єднань з іонним зв'язком.

27. Металева зв'язок. Особливості. Елементи зонної теорії для пояснення особливостей металевого зв'язку.

28. Міжмолекулярна взаємодія. Орієнтаційний, індукційний і дисперсійний ефекти.

29. Водневий зв'язок.

30. Основні типи кристалічних решіток. Особливості кожного типу.

31. Закони термохімії. Наслідки з законів Гесса.

32. Поняття про внутрішню енергії системи, ентальпії і ентропії

33. Енергія Гіббса, її взаємозв'язок з ентальпії і ентропією. Зміна енергії Гіббса в мимовільно протікають процеси.

34. Швидкість хімічних реакцій. Закон дії мас для гомогенних і гетерогенних реакцій. Сутність константи швидкості. Порядок і молекулярної реакції.

35. Фактори, що впливають на швидкість хімічної реакції

36. Вплив температури на швидкість хімічних реакцій. Правило Вант-Гоффа. Енергія активації. Рівняння Арреніуса.

37. Особливості протікання гетерогенних реакцій. Вплив дифузії і ступінь дискретності речовини.

38. Вплив каталізатора на швидкість хімічних реакцій. Причини впливу каталізатора.

39. Оборотні процеси. Хімічна рівновага. Константа рівноваги.

41. Визначення розчину. Фізико-хімічні процеси при утворенні розчинів. Зміна ентальпії і ентропії при розчиненні.

42. Способи вираження концентрації розчинів.

43. Закон Рауля

44. Осмос. Осмотичний тиск. Закон Вант-Гоффа.

45. Розчини електролітів. Сильні і слабкі електроліти. Ступінь електролітичноїдисоціації. Ізотонічний коефіцієнт.

47. Реакція в розчинах електролітів, їх спрямованість. Зсув іонних рівноваг.

48. Іонний добуток води. Водневий показник як хімічна характеристика розчину.

49. Гетерогенні рівноваги в розчинах електролітів. твір розчинності

50. Гідроліз солей, його залежність від температури, розведення і природи солей (три типові випадки). Константа гідролізу. Практичне значення в процесах корозії металу.

51. Хімічна рівновага на межі метал-розчин. Подвійний електричний шар. Стрибок потенціалу. Водневий електрод порівняння. Ряд стандартних електродних потенціалів.

52. Залежність електродного потенціалу від природи речовин, температури і концентрації розчину. Формула Нернста.

53. Гальванічні елементи. Процеси на електродах. Едс гальванічного елемента.

56. Електроліз розчинів і розплавів. Послідовність електродних процесів. Перенапруження і поляризація.

57. Взаємодія металів з кислотами і лугами.

58. Корозія металів в розчинах солей.

59. Застосування електролізу в промисловості.

61. Методи боротьби з корозією.

38. Вплив каталізатора на швидкість хімічних реакцій. Причини впливу каталізатора.

Речовини, які не витрачаються в результаті протікання реакції, але впливають на її швидкість, називаються каталізаторами. Каталізатори, що зменшують швидкість реакції, називаються інгібіторами. Вплив, який чиниться каталізаторами на хімічні реакції, називається катализом . Сутність каталізу полягає в тому, що в присутності каталізатора змінюється шлях, по якому проходить сумарна реакція, утворюються інші перехідні стани з іншими енергіями активації, а тому змінюється і швидкість хімічної реакції. Розрізняють гомогенний і гетерогенний каталіз. При гетерогенному каталізі реакція протікає на поверхні каталізатора. Звідси випливає, що активність каталізатора залежить від величини і властивостей його поверхні. Для того щоб мати більшу поверхню, каталізатор повинен володіти пористою структурою або перебувати в сильно роздробленому стані. Каталізатори відрізняються селективністю: вони діють на процеси вибірково, направляючи його в певний бік. Негативний каталіз використовується для уповільнення корозії.

39. Оборотні процеси. Хімічна рівновага. Константа рівноваги.

Реакції, які протікають тільки в одному напрямку і завершуються повним перетворенням вихідних реагуючих речовин в кінцеві речовини, називаються незворотними. 2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2 . оборотними називаються такі реакції, які одночасно протікають в двох взаємно протилежних напрямках. 3H 2 + N 2 ⇆ 2NH 3

Оборотні реакції протікають не до кінця: жодне з реагуючих речовин не витрачається повністю. Зворотні процеси: спочатку, при змішуванні вихідних речовин, швидкість прямої реакції велика, а швидкість зворотної дорівнює нулю. У міру протікання реакції вихідні речовини витрачаються і їх концентрації падають, в результаті чого зменшується швидкість реакції. Одночасно з'являються продукти реакції, чия концентрація зростає, і, відповідно, зростає швидкість зворотної реакції. Коли швидкості прямої і зворотної реакції стають однаковими, настає хімічну рівновагу. Його називають динамічною рівновагою, так як пряма і зворотна реакції протікають, але через однакових швидкостей, змін в системі не помітно. кількісною характеристикою хімічного рівноваги служить величина, яка називається константою хімічної рівноваги. При рівновазі швидкості прямої і зворотної реакції рівні, при цьому в системі встановлюються постійні концентрації вихідних речовин і продуктів реакції, звані рівноважними концентраціями. Для 2CO + O 2 \u003d 2CO 2 константа рівноваги може бути розрахована за рівнянням: Чисельне значення константи рівноваги в першому наближенні характеризує вихід даної реакції. Виходом реакції називається відношення кількості одержуваного речовини до того його кількості, яке вийшло б при протіканні реакції до кінця. K \u003e\u003e 1 вихід реакції великий, K<10-6). В случае гетерогенных реакций в выражение константы равновесия входят концентрации только тех веществ, которые находятся в наиболее подвижной фазе. Катализатор не влияет на константу равновесия. Он может только ускорить наступление равновесия. K=e^(-ΔG/RT).

40. Вплив різних факторів на зміщення рівноваги. Принцип Ле- Шательє.

Якщо система знаходиться в рівновазі, то вона буде перебувати в ньому до тих пір, поки зовнішні умови зберігаються постійними. Процес зміни будь-яких умов, що впливають на рівновагу, називається зміщенням рівноваги.

принцип Ле: Якщо на сист. знаходячи. в рівновазі надати зовнішній вплив, то система зрад. таким чином, щоб компенсувати цей вплив.

наслідки: 1) При збільшенні температ. рівновагу зміщений. на користь ендотермічної реакції.

2) При збільшенні тиску рівновага зміщений. в сторону меншого обсягу (або менш. числа молей)

3) При збільшенні концентрації одного з вихідних речовин рівновага зміщується в бік збільшення концентрації продуктів реакції, і навпаки.

Речовини, які беруть участь в реакціях і збільшують її швидкість, залишаючись до кінця реакції незмінними, називаються каталізаторами.

Явище зміни швидкості реакції під дією таких речовин називається катализом. Реакції, що протікають під дією каталізаторів, називаються каталитическими.

У більшості випадків дія каталізатора пояснюється тим, що він знижує енергію активації реакції. У присутності каталізатора реакція проходить через інші проміжні стадії, ніж без нього, причому ці стадії енергетично більш доступні. Інакше кажучи, в присутності каталізатора виникають інші активовані комплекси, причому для їх утворення потрібно менше енергії, ніж для утворення активованих комплексів, що виникають без каталізатора. Таким чином, енергія активації різко знижується: деякі молекули, енергія яких була недостатня для активних зіткнень, тепер виявляються активними.

Для ряду реакцій проміжні сполуки вивчені; як правило, вони представляють собою досить активні нестійкі продукти.

Механізм дії каталізаторів пов'язаний зі зменшенням енергії активації реакції за рахунок утворення проміжних сполук. Каталозі можна представити таким чином:

А + К \u003d А ... До

А ... К + В \u003d АВ + К,

де А ... К - проміжне активований з'єднання.

Малюнок 13.5 - Зображення реакційного шляху некаталітичного A + B → AB реакції (крива 1) і гомогенної каталітичної реакції (крива 2).

У хімічній промисловості каталізатори застосовуються досить широко. Під впливом каталізаторів реакції можуть прискорюватися в мільйони разів і більше. У деяких випадках під дією каталізаторів можуть порушуватися такі реакції, які без них в даних умовах практично не протікають.

розрізняють гомогенний і гетерогенний каталіз.

В разі гомогенного каталізу каталізатор і реагуючі речовини утворюють одну фазу (газ або розчин). В разі гетерогенного каталізу каталізатор знаходиться в системі у вигляді самостійної фази.

Приклади гомогенного каталізу:

1) окислення SO 2 + 1 / 2O 2 \u003d SO 3 в присутності NO; NO легко окислюється до NO 2, а NO 2 вже окисляє SO 2;

2) розкладання пероксиду водню у водному розчині на воду і кисень: іони Сг 2 О 2 \u003d 7, WO 2 4, МГО 2 4, каталізують розкладання пероксиду водню, утворюють з ним проміжні сполуки, які далі розпадаються з виділенням кисню.

Гомогенний каталіз здійснюється через проміжні реакції з каталізатором, і в результаті відбувається заміна однієї реакції з високою енергією активації декількома, у яких енергії активації нижче, швидкість їх вище:

CO + 1 / 2O 2 \u003d CO 2 (каталізатор - пари води).

Широке застосування в хімічній промисловості знаходить гетерогенний каталіз. Велика частина продукції, що виробляється в даний час цієї промисловістю, виходить за допомогою гетерогенного каталізу. При гетерогенному каталізі реакція протікає на поверхні каталізатора. Звідси випливає, що активність каталізатора залежить від величини і властивостей його поверхні. Для того щоб мати більшу ( «розвинену») поверхню, каталізатор повинен володіти пористою структурою або перебувати в сильно роздробленому (високодисперсному) стані. При практичному застосуванні каталізатор зазвичай наносять на носій, який має пористу структуру (пемза, азбест і ін.).

Як і в випадку гомогенного каталізу, при гетерогенному каталізі реакція протікає через активні проміжні з'єднання. Але тут ці сполуки являють собою поверхневі сполуки каталізатора з реагують речовинами. Проходячи через ряд стадій, в яких беруть участь ці проміжні сполуки, реакція закінчується утворенням кінцевих продуктів, а каталізатор в результаті не витрачається.

Все каталітичні гетерогенні реакції включають в себе стадії адсорбції і десорбції.

Каталітична дія поверхні зводиться до двох факторів: збільшення концентрації на межі поділу і активированию адсорбованих молекул.

Приклади гетерогенного каталізу:

2H 2 O \u003d 2H 2 O + O 2 (каталізатор - MnO 2,);

Н 2 + 1/2 О2 \u003d Н 2 О (каталізатор - платина).

Дуже велику роль грає каталіз в біологічних системах. Більшість хімічних реакцій, що протікають в травній системі, в крові і в клітинах тварин і людини, є каталітіческімі.реакціямі. Каталізатори, звані в цьому випадку ферментами, представляють собою прості або складні білки. Так, слина містить фермент птіалін, який каталізує перетворення крохмалю в цукор. Фермент, який є в шлунку, - пепсин - каталізує розщеплення білків. В організмі людини знаходиться близько 30 000 різних ферментів: кожен з них служить ефективним каталізатором відповідної реакції.

Каталізаторами називають речовини, здатні прискорювати хімічну реакцію, при цьому самі каталізатори в хімічній реакції не витрачаються. Встановлено, що каталізатори змінюють механізм хімічної реакції. При цьому виникають інші, нові перехідні стани, що характеризуються меншою висотою енергетичного бар'єру. Таким чином, під дією каталізатора знижується

енергія активації процесу (рис.3). Вступаючи в різного роду взаємодії з проміжними частинками, каталізатори після закінчення реакції залишаються в незмінній кількості. Каталізатори надають дію тільки на термодинамічно дозволені реакції. Каталізатор не може викликати реакцію, тому що не впливає на її рушійні сили. Каталізатор не впливає на константу хімічної рівноваги, тому що в рівній мірі зменшує енергію активації і прямий, і зворотної реакцій.

Рис.3 Енергетична діаграма ходу реакції А + В \u003d АВ а) без каталізатора і б) в присутності каталізатора. Еа - енергія активації некаталітичного реакції; Еа 1 і Е а 2 - енергія активації каталітичної реакції; АК - проміжне реакційно з'єднання каталізатора з одним з реагентів; А ... К, АК ... В - активовані комплекси каталітичної реакції; А ... В - активоване комплекс некаталітичного реакції; ДЕ кат. - зниження енергії активації під впливом каталізатора.

Розрізняють гомогенний і гетерогенний каталіз. У першому випадку каталізатор знаходиться в одній фазі з реагентами, а в другому - каталізатором є тверда речовина, на поверхні якого йде хімічна реакція між реагентами.

хімічна рівновага

Хімічні реакції прийнято поділяти на оборотні та необоротні. Необоротні хімічні реакції протікають до повного витрачання хоча б одного з вихідних речовин, тобто продукти реакції або зовсім не вступають у взаємодію один з одним, або утворюють речовини, відмінні від вихідних. Таких реакцій дуже мало. наприклад:

2KСlO 3 (тв) \u003d 2KCl (тв) + 3О 2 (г)

У розчинах електролітів практично незворотними вважаються реакції, що йдуть з утворенням опадів, газів і слабких електролітів (вода, комплексні сполуки).

Більшість хімічних реакцій є оборотними, тобто вони йдуть як в прямому, так і в зворотному напрямку. Це стає можливим, коли енергії активації прямого і зворотного процесів відрізняються один від одного незначно, а продукти реакції здатні перетворюватися в вихідні речовини. Наприклад, реакція синтезу HIявляется типово оборотної реакцією:

H 2 (г) + I 2 (г) ⇄ 2HI (г)

Закон діючих мас (вираз швидкості реакції) для прямого і зворотного процесів відповідно матиме вигляд: \u003d ∙; = 2

У якийсь момент часу настає стан, коли швидкості прямої і зворотної реакцій стають рівними = (Рис.4).

Ріс.4Ізмененіе швидкостей прямої (і зворотної (реакцій з плином часу t

Цей стан називається хімічним рівновагою. Воно носить динамічний (рухливий) характер і може зрушуватися в ту або іншу сторону в залежності від зміни зовнішніх умов. Починаючи з моменту рівноваги, при незмінних зовнішніх умовах концентрації вихідних речовин і продуктів реакції не змінюються з плином часу. Концентрації реагентів, які відповідають стану рівноваги, називаються рівноважними. Для визначення рівноважної концентрації реагенту необхідно з його початкової концентрації відняти кількість речовини, прореагировавшего до моменту настання рівноважного стану: З дорівнює. \u003d С вих. - С прореагує . Кількість реагентів, що вступили в реакцію і утворилися з них до моменту рівноваги продуктів, пропорційні стехиометрическим коефіцієнтам в рівнянні реакції.

Стан рівноваги при незмінних зовнішніх умовах може існувати як завгодно довго. У стані рівноваги

∙ \u003d [2, звідки / [\u003d 2 / ∙.

При постійній температурі константи швидкостей прямого і зворотного процесу є величинами постійними.

Відношення двох констант є також величиною постійною K \u003d / і носить назву константа хімічної рівноваги. Вона може бути виражена

або через концентрації реагентів \u003d, або через їх парціальні тиску , Якщо реакція протікає за участю газів.

У загальному випадку для реакції aA + bB + ... ⇄cC + dD + ... константа хімічної рівноваги дорівнює відношенню твори концентрацій продуктів реакції до добутку концентрацій вихідних речовин в ступенях, рівних їх стехиометрическим коефіцієнтами.

Константа хімічної рівноваги не залежить від шляху протікання процесу і визначає глибину його протікання до моменту досягнення рівноважного стану. Чим більше ця величина, тим більше ступінь перетворення реагентів в продукти.

Константа хімічної рівноваги, також як і константи швидкостей реакцій, є функціями тільки температури і природи реагуючих речовин і не залежать від їх концентрації.

Для гетерогенних процесів концентрація твердих речовин в вираз швидкості реакції і константи хімічної рівноваги не включається, тому що реакція протікає на поверхні твердої фази, концентрація якої залишається в часі постійною. Наприклад, для реакції:

FeO (тв) + CO (г) ⇄ Fe (тв) + CO 2 (г)

вираз константи рівноваги матиме вигляд:

До р і К з пов'язані співвідношенням K p \u003d K c (RT) ∆ n , Гдеn \u003d n прод. -n ісх.веществ - зміна числа молей газоподібнихречовин в ході реакції. Для даної реакції К р \u003d К с, т.к.nгазообразних речовин дорівнює нулю.

Чому каталізатори збільшують швидкість хімічної реакції? Виявляється, вони діють в повній відповідності з народною мудрістю: «Розумний в гору не піде, розумний гору обійде». Для того щоб речовини почали взаємодіяти, їх часткам (молекулам, атомам, іонів) потрібно повідомити певну енергію, звану енергією активації (рис. 13, а). Каталізатори знижують цю енергію, з'єднуючись з одним з реагуючих речовин і проводячи його вздовж «енергетичної гори» на зустріч з іншою речовиною з меншими витратами енергії. Тому в присутності каталізатора хімічні реакції протікають не тільки швидше, але і при більш низькій температурі, що здешевлює виробничі процеси.

Мал. 13.
Енергетичні діаграми каталітичних реакцій з використанням звичайного (а) і селективного (б) каталізатора

І не тільки. Використання каталізаторів може привести до того, що одні й ті ж речовини будуть реагувати по-різному, т. Е. З утворенням різних продуктів (рис. 13, б). Наприклад, аміак окислюється киснем до азоту і води, а в присутності каталізатора - до оксиду азоту (II) і води (запишіть рівняння реакції і розгляньте процеси окислення і відновлення).

Процес зміни швидкості хімічної реакції або шляху, по якому вона протікає, називається катализом. Як і реакції, розрізняють гомогенний і гетерогенний види каталізу. У разі використання ферментів каталіз називають ферментативним. Цей вид каталізу відомий людині з глибокої давнини. Завдяки ферментативному розщепленню органічних речовин людина навчилася пекти хліб, варити пиво, виготовляти вино і сир (рис. 14).

Мал. 14.
Людина з давніх-давен використовував каталіз, що відбувається при випічці хліба, варінні пива, виготовленні вина, виробництві сиру

Найбільш відомі в побуті ферменти, що входять до складу пральних порошків. Саме вони дозволяють рятувати білизна при пранні від плям і неприємного запаху.

Познайомимося ближче з каталізаторами за допомогою хімічного експерименту.

Пероксид водню (в побуті його часто називають перекисом водню) - необхідний в будь-який домашній аптечці препарат (рис. 15).

Мал. 15.
Розчин пероксиду водню

На упаковці з цим препаратом обов'язково вказується термін придатності, тому що при зберіганні він розкладається:

Однак при звичайних умовах цей процес протікає настільки повільно, що ми не помічаємо виділення кисню, і тільки відкривши склянку, в якій пероксид водню зберігався тривалий час, можна помітити, як з неї виділяється трохи газу. Як прискорити цей процес? Проведемо лабораторний експеримент.

Лабораторний дослід № 9 Розкладання пероксиду водню за допомогою оксиду марганцю (IV)

Лабораторний дослід № 10
Виявлення каталази в харчових продуктах

Каталізатори не тільки роблять економічніше виробничі процеси, а й вносять значний вклад в охорону навколишнього середовища. Так, сучасні легкові автомобілі забезпечені каталітичним пристроєм, у якому перебувають керамічні пористі носії каталізатора (платини і родію). Проходячи через них, шкідливі речовини (оксиди вуглецю, азоту, незгорілих бензин) перетворюються на вуглекислий газ, азот і воду (рис. 16).

Мал. 16.
Каталітичний перетворювач автомобіля, що перетворює оксиди азоту його вихлопних газів в нешкідливий азот

Однак для хімічних реакцій важливі не тільки каталізатори, які прискорюють проходження реакції, але і речовини, здатні їх сповільнювати. Такі речовини називаються інгібіторами. Найбільш відомі інгібітори корозії металів.

Лабораторний дослід № 11
Інгібування взаємодії кислот з металами уротропіном

У лексиконі звичайної людини нерідко зустрічаються слова, які запозичені з хімії. Наприклад, антиоксиданти, або антиокислювачі. Що собою являють речовини, звані антиоксидантами? Ви, напевно, помічали, що якщо довго зберігати вершкове масло, то воно змінює колір, смак, набуває неприємного запаху - окислюється на повітрі. Щоб харчові продукти не псувалися, в них додають антиоксиданти. Важливу роль вони відіграють і в збереженні здоров'я людини, адже в його організмі також відбуваються небажані процеси окислення, в результаті чого людина хворіє, швидше втомлюється і старіє. Організм людини отримує антиоксиданти при вживанні в їжу продуктів, що містять, наприклад, каротин (вітамін А) і вітамін Е (рис. 17).

Мал. 17.
Антиоксиданти: a - β-каротин; б - вітамін Е

Отже, швидкістю хімічної реакції можна керувати за допомогою каталізаторів та інгібіторів, зміною температури, концентрації реагуючих речовин, тиску (для гомогенних газових реакцій), площі зіткнення реагуючих речовин (для гетерогенних процесів). І звичайно ж швидкість хімічних реакцій залежить від природи реагуючих речовин.

Нові слова і поняття

1. Каталізатори.
2. Ферменти.
3. Каталіз (гомогенний, гетерогенний, ферментативний).
4. Інгібітори.
5. Антиоксиданти.

Завдання для самостійної роботи

1. Що таке каталізатори? Яку роль вони відіграють в хімічних реакціях? Чому каталізатори прискорюють протягом хімічних реакцій?
2. Яку роль в історії людської цивілізації зіграв ферментативний каталіз?
3. Підготуйте повідомлення про роль каталізаторів в сучасному виробництві.
4. Підготуйте повідомлення про роль інгібіторів в сучасному виробництві.
5. Підготуйте повідомлення про роль антиоксидантів в медицині і харчовій промисловості.

У IX-X класах середньої школи продовжують формувати поняття про швидкість хімічної реакції, про вплив на швидкість хімічних перетворень різних факторів, розширюють і поглиблюють знання про каталізі і каталізаторах, дають деякі уявлення про механізм каталітичних явищ.

У темі "Лужні метали", демонструючи такі досліди, як взаємодія натрію з водою і соляною кислотою, взаємодія калію і натрію з водою, вчитель підкреслює, що одні з цих реакцій йдуть в тих же умовах швидше, ніж інші. Наприклад, натрію енергійніше реагує з соляною кислотою, ніж з водою; калій енергійніше реагує з водою, ніж натрій. Після дослідів горіння в хлорі натрію, міді, сурми, водню, органічних речовин можна запропонувати питання: "Чому для горіння в хлорі був узятий порошок сурми, а не шматочки? Чому пучок тонкого мідного дроту горить в хлорі, а товста дріт не горить?" У цих випадках відмінність у взаємодії речовин пояснюється, або природою самих речовин і будовою атомів, або різною поверхнею дотику.

У тій же темі при ознайомленні учнів з властивостями соляної кислоти корисно з'ясувати, чому реакції між цією кислотою і металами (цинком, магнієм) з плином часу прискорюються. Прискорення залежить, зокрема, від того, що при даних реакціях виділяється велика кількість теплоти, а з нагріванням речовин швидкість взаємодії збільшується.

На прикладі реакції взаємодії алюмінію з йодом слід нагадати, що таке каталізатор, і показати, що каталізатором може бути вода. Суміш порошків йоду і алюмінію насипають на азбестову сітку гіркою і доливають кілька крапель води. Взаємодія речовин під впливом води прискорюється, спалахує полум'я. Учитель звертає увагу на те, що в суміші, що не висипана з порцелянової чашки на сітку, спалах не відбулася, але вона може статися через деякий час і без води.

Необхідно відзначити, що вода прискорює не тільки взаємодія алюмінію з йодом, але грає каталітичну роль у багатьох Хімічних процесах. Дуже важливо каталітична дія води при горінні різних газів, що застосовуються в техніці.

При розгляді властивостей перекису водню вказують, що перекис водню - речовина дуже нетривке. При зберіганні в скляному посуді вона повільно розкладається з виділенням теплоти:

2Н 2 O 2 \u003d 2Н 2 O 4 + O 2 + 46 ккал

Учитель пропонує учням перерахувати умови, що прискорюють розкладання перекису водню. Вони можуть

вказати в цьому випадку: 1) нагрівання, 2) дія каталізаторів, 3) збільшення концентрації розчину. Можна додати, що розкладання перекису водню йде швидше також на світлі, підтвердити це досвідом на позакласних заняттях. У дві укріплені в штативах колби налити перекис водню, закрити їх пробками з газовідвідними трубками. Трубки підвести під перекинуті циліндри або пробірки, наповнені водою і опущені в широкий посудину з водою. Одну з колб обернути чорної папером. Прилади виставити на освітлене сонцем вікно або висвітлювати електричної лампою в 75 100 в. Досвід покаже швидке розкладання перекису водню під дією світла.

Потім учні на уроці самостійно вивчають зміна швидкості розкладання перекису водню під дією каталізаторів. Для роботи видають 3-5-відсотковий розчин перекису водню, двоокис марганцю, концентровану соляну кислоту, лучинку, воронку, фільтрувальну папір, кілька пробірок.

завдання: 1) Перевірити, чи йде розкладання перекису водню в тому розчині, який виданий? 2) Застосовуючи двоокис марганцю, прискорити реакцію розкладання перекису водню. 3) Довести, що в результаті реакції двоокис марганцю хімічно не змінилася * 4) Довести, що двоокис марганцю, вже застосовувалася в якості каталізатора, може знову прискорити розкладання перекису водню.

* (Проба соляною кислотою при нагріванні.)

Після закінчення самостійної роботи вчитель показує, що для прискорення однієї і тієї ж хімічної реакції можна застосовувати різні каталізатори, що розкладання неорганічного речовини (перекису водню) прискорюється органічними каталізаторамі- ферментами. У невеликій хімічний стакан наливають 3-відсотковий розчин перекису водню, потім в нього поміщають невеликий шматочок сирого м'яса. З розчину інтенсивно виділяється кисень, так як в крові і тканинах тварин міститься фермент-каталаза. Слід підкреслити, що ферменти - прекрасні природні прискорювачі реакцій. Одна з важливих завдань хімії майбутнього полягає в штучному здобуття і вживання в промисловості каталізаторів, які будуть нагадувати ферменти за своїм складом і каталітичним властивостям.

Щоб пояснити, чому розкладання перекису водню йде швидше при зберіганні в скляному посуді, проводять досвід. У три пробірки наливають розчин перекису водню, в одну з них додають розчин сірчаної кислоти, в іншу - їдкого натру, третю залишають для порівняння (контрольний розчин). Всі три розчину нагрівають (не до кипіння). Буде сильно виділятися кисень з пробірки з розчинами перекису водню і їдкого натру, менш сильно - з пробірки з контрольним розчином. У присутності сірчаної кислоти (іонів водню) перекис водню не розкладається. Іони ОН каталізують процес розкладання перекису водню, тому в скляному посуді, стінки якої виділяють в розчин іони гідроксилу, перекис водню легко розкладається.

Закріплення і розвиток знань про швидкість хімічної реакції триває і далі. Пропускаючи суміш двоокису сірки та кисню через нагріту скляну без каталізатора трубку, учитель показує, що освіта сірчаного ангідриду при цих умовах не помітно, і питає учнів, як можна прискорити взаємодію газів. У бесіді з'ясовується, що такі прийоми прискорення реакцій, як збільшення концентрацій реагентів, підвищення температури, без застосування каталізатора не дають необхідних результатів. Реакція окислення сірчистого ангідриду в сірчаний оборотна:

2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 + Q,

і підвищення температури прискорює більшою мірою розкладання сірчаного ангідриду, ніж його освіту.

Перевіряють, чи буде окис заліза каталізатором для реакції окислення сірчистого газу. При демонстрації контактного окислення сірчистого газу в сірчаний ангідрид у присутності окису заліза спостерігають отримання сірчаного ангідриду, що димить на повітрі. Потім встановлюють, що в результаті реакції окис заліза хімічно не змінилася. Для цього повторюють досвід контактного окислення сірчистого газу в сірчаний ангідрид з тієї ж порцією окису заліза. Далі зазначають, що для прискорення окислення сірчистого газу можна використовувати різні каталізатори. Крім окису заліза, в хімічній промисловості застосовували платину, а тепер використовують пятиокись ванадію V 2 O 5 *.

* (Ванадієвий каталізатор, який застосовується в даний час, має складний склад (див .: Д. А. Епштейн. Учителю хімії про кіміческой технології, М., Изд-во АПН РРФСР, 1961).)

Важливо також підкреслити властивість каталізатора, прискорюючи реакцію, не впливати на її оборотність: реакція окислення сірчистого ангідриду в сірчаний і в разі використання каталізатора залишається оборотною.

При вивченні контактного способу виробництва сірчаної кислоти потрібно розглянути використання катали-затору в промисловості. Без каталізатора швидке отримання великих кількостей сірчаного ангідриду було б неможливо, але його застосування викликає деякі додаткові вимоги до умов процесу. Справа в тому, що домішки до реагує речовин негативно впливають на каталізатор. На ванадієвий каталізатор негативно діє, як кажуть, "отруює" його, трехокись миш'яку. Тому необхідна ретельна очистка реагують газів від домішки.

Якщо в учнів виникне питання, чому відбувається отруєння каталізатора, то вчитель спочатку пояснює його дію за допомогою теорії освіти про проміжних сполук, а потім вже розглядає отруйну вплив домішок.

Прискорення реакцій за допомогою каталізатора відбувається завдяки тому, що він утворює неміцні з'єднання з вихідними речовинами, а потім знову виділяється в вільному вигляді. Ці реакції йдуть значно швидше, ніж реакція взаємодії сірчистого газу з киснем. Якщо в суміші газів є домішки, котрі вступають з каталізатором в незворотні реакції, то відбувається його отруєння. Незважаючи на ретельну очистку газів, активність каталізаторів, які застосовуються у виробництві сірчаної кислоти, з плином часу зменшується. "Старіння" його викликається не тільки поступовим отруєнням, але і тривалим нагріванням, і механічним руйнуванням, які змінюють стан поверхні каталізатора. У каталізуються реакції бере участь не вся поверхня каталізатора, а тільки отделанни її ділянки - активні центри, а число цих центрів при "старінні" зменшується.

У попередньому розділі розібрано, як в світлі теорії будови атомів слід пояснити учням дію енергії на збудження хімічної реакції. Це дасть можливість вирішити питання, чому хімічні реакції прискорюються при нагріванні. Учні знають, що при підвищенні температури в речовинах збільшується кількість активних молекул, зростає швидкість руху молекул і число їх зустрічей в одиницю часу. В атомах активних молекул електрони переміщені на більш високі енергетичні рівні, такі молекули нестійкі і легше можуть реагувати з молекулами інших речовин.

Теорія електролітичноїдисоціації дозволяє пояснити, чому реакції між розчинами кислот, солей і підстав відбуваються майже миттєво. У раст-злодіїв цих речовин вже є активні частинки - протилежно заряджені іони. Тому реакції між водними розчинами кислот, солей і підстав протікають дуже швидко і суттєво відрізняються від реакцій між цими ж речовинами, але взятими в сухому вигляді.

Починаючи урок на тему "Швидкість хімічної реакції", учитель нагадує, що хімічні реакції можуть йти з різною швидкістю, вивчення умов, які впливають на неї, має велике практичне значення.

Як же можна виміряти швидкість хімічної реакції?

Учні вже знають, що про швидкість хімічного перетворення можна судити за кількістю речовини, що вступив у реакцію або отриманого за певний час, що швидкість механічного руху вимірюється шляхом, яке тіло проходить в одиницю часу; для обчислення цієї швидкості користуються формулою

де v - швидкість, S - шлях і t - час.

З огляду на це учні записують за аналогією формулу для обчислення швидкості хімічної реакції

де m - кількість речовини, що вступив у реакцію або отриманого в її результаті за час t.

Розглядають, в чому недолік цієї формули. Виявляється, що при її використанні обчислюється швидкість реакції буде різною навіть у двох порцій одного і того ж речовини, взятих в однакових умовах.

Припустимо, що в посудині в кожну секунду розкладається 15 г речовини. Виходить, що при введенні в цю посудину перегородки, яка розділить що в середині його речовина на дві частини в співвідношенні 1: 2, в першій (меншою) частини реакція піде зі швидкістю 5 г / сек, а в другій - 10 г / сек.

Щоб обчислюється швидкість характеризувала саму реакцію, а не те, яка кількість вихідної речовини взято, потрібно враховувати зміну маси реагує речовини, віднесене до обсягу, т. Е. Зміна концентрації, що реагує речовини. Отже, швидкість хімічної реакції можна обчислити по-формулі:

v \u003d c 0 -c t / t

де c 0 - початкова концентрація якого-небудь з реагуючих речовин, c t - концентрація цієї ж речовини через t секунд. При обчисленні швидкості концентрацію зазвичай висловлюють в молях на літр, а час в секундах.

На даному уроці звертають увагу на найважливіші способи прискорення хімічних реакцій. З цією метою проводять лабораторний експеримент, що показує, що швидкість хімічної реакції залежить від концентрації реагуючих речовин.

Для досліду використовують наступне обладнання, ви-представлене на учнівські столи: 1) штатив з трьома пробірками, в одній з яких знаходиться кристалик йодистого натрію або йодистого калію (величиною в 2 - 3 шпилькових головки), в іншій - розчин хлорного заліза, а третя - порожня; 2) колба або стакан з водою; 3) дві однакові скляні трубки; 4) скляна паличка.

Учитель пропонує учням провести підготовку до досвіду: 1) долити до йодистим натрію води, щоб утворилося 1/2 пробірки розчину, і перемішати жид-кістка паличкою, 2) відлити 1/3 отриманого розчину в іншу пробірку, 3) додати до відлиті в іншу пробірку розчину води, щоб обсяги розчинів йодистого натрію (або йодистого калію) в пробірках були однаковими.

Учитель задає питання, щоб перевірити, як учні розуміють вказівки:

1) У скільки разів розбавлений в другій пробірці розчин йодистого натрію?

2) У скільки разів концентрація солі в першій про-бирці більше, ніж у другій?

Відзначають, що концентрація одного з розчинів вдвічі більше концентрації іншого. Після цього в двох приготованих розчинах проводять реакцію хлорного заліза з йодистим натрієм, яка йде з виділенням вільного йоду:

2NaI + 2FeCl 3 \u003d 2NaCl + 2FeCl 2 + I 2,

2I - + 2Fe 3+ \u003d 2Fe 2+ + I 2.

Учні вирішують, в якій пробірці швидкість взаємодії солей більше і за якою ознакою про це можна судити. Припущення перевіряють на досвіді.

В обидві пробірки з розчинами йодистого натрію (або йодистого калію) доливають спочатку однакові кількості крохмального клейстеру (1-2 мл), а потім, після перемішування, по кілька крапель 5-10-процентного розчину хлорного заліза. Розчин хлорного заліза бажано долити в обидві пробірки одночасно. Синє забарвлення з'являється швидше в пробірці з розчином більшої концентрації. У тій пробірці, де концентрація розчину більше, іони йоду частіше зустрічаються з іонами тривалентного заліза, а тому частіше вступають з ними у взаємодію - реакція протікає швидше.

Учитель показує горіння сірки в повітрі і задає учням питання, як можна прискорити цю реакцію. Учні пропонують помістити палаючу сірку в кисень і виконують цей досвід. На підставі аналізу дослідів роблять загальний висновок: швидкість хімічної реакції залежить від концентрації реагуючих речовин (від кількості іонів або молекул в одиниці об'єму).

Переходять до питання про вплив на швидкість хімічної реакції поверхні реагуючих речовин. Учні згадують реакції з перемішуванням і подрібненням реагуючих речовин: розтирання суміші нашатирю з гашеним вапном, взаємодія дрібних шматочків мармуру або цинку з соляною кислотою, спалювання пилоподібного палива в форсунках, використання подрібнених руд при виплавці металів і сірчаного колчедану при отриманні сірчаної кислоти. Більш докладно розглядаються умови випалу колчедану у виробництві сірчаної кислоти. Для отримання сірчистого газу застосовують подрібнений колчедан, так як він горить швидше, ніж колчедан, взятий в великих шматках. Особливо швидко йде згоряння пилоподібного колчедана, якщо його викидають з струмом повітря з форсунки, а також при його спалюванні в киплячому шарі, коли вся поверхня шматків колчедана стикається з повітрям.

Необхідно враховувати, що хімічні реакції з сильно подрібненими горючими речовинами можуть супроводжуватися вибухом. Бували, наприклад, вибухи цукрового пилу на заводах, що виробляють цукор.

Роблять висновок, що чим сильніше подрібнене тверде речовина, тим більше швидкість хімічної реакції, в якій вона бере участь.

Потім розбирають вплив температури на швидкість хімічної реакції. У пробірку з 1/4 розчину гіпосульфіту доливають таку ж кількість розчину сірчаної кислоти; паралельно з цим досвідом зливають нагріті розчини гіпосульфіту і сірчаної кислоти:

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O + SO 2 + S ↓

Відзначають час до помутніння розчинів. Учитель каже, що при підвищенні температури на 10 ° С швидкість більшості реакцій збільшується в 2-3 рази.

На основі набутих знань учням надають можливість самим пояснити прискорення хімічних реакцій при нагріванні речовин.

На цьому уроці немає необхідності демонструвати досвід каталітичного впливу речовин, так як учні знайомилися з ним на прикладах реакції розкладання перекису водню і окислення сірчистого газу. Вони перераховують відомі їм каталітичні реакції, призводять визначення каталізу і каталізатора.

Для закріплення знань на даному уроці пропонують питання:

1. Від чого залежить швидкість хімічної реакції? Наведіть приклади.
2. За яких умов швидкість хімічної реакції зростає?
3. Як у світлі теорії електролітичної дисоціації можна пояснити, що виділення водню при взаємодії цинку з оцтовою кислотою відбувається значно повільніше, ніж при взаємодії цинку з соляною кислотою?
4. Якими способами можна прискорити реакцію взаємодії цинку з соляною кислотою?
5. Чому тліюча на повітрі лучинка спалахує в кисні?
6. Вам видані дві пробірки, в яких повільно йде взаємодія вуглекислого кальцію з соляною кислотою. Постарайтеся прискорити хімічну реакцію в кожній з пробірок, використовуючи різні прийоми.
7. Чому швидкість хімічної реакції збільшується з підвищенням температури?
8. Які способи прискорення хімічних реакцій застосовують у виробництві сірчаної кислоти?
9. Перерахувати, які відомі вам хімічні реакції прискорюються за допомогою каталізаторів.

При вивченні реакції синтезу аміаку учні знову зустрічаються із застосуванням каталізатора, причому, поряд із закріпленням раніше отриманих відомостей про каталізі і каталізаторі, можна ці знання кілька розвинути.

Учитель звертає увагу на те, що обидві реакції - синтез аміаку і його розкладання на азот і водень-йдуть в присутності одного і того ж каталізатора - відновленого заліза, що прискорює в однаковій мірі як пряму, так і зворотну реакцію. Тому каталізатор не зміщує хімічної рівноваги, а лише сприяє швидшому досягненню цього стану. Щоб перевірити розуміння цього положення, вчитель задає їм питання:

1. Чи можна на виробництві отримувати аміак з суміші азоту і водню під високим тиском і при нагріванні, але без каталізатора? Чому?
2. Реакцію синтезу аміаку прискорюють нагрівання і каталізатор. У чому відмінність впливу цих умов на хімічну рівновагу?

Знайомлячи учнів з синтезом аміаку на виробництві, вчитель вказує, що каталізатор швидко втрачає свою активність, якщо гази (водень і азот) ні попередньо звільнені від домішок. В даному процесі отруйну дію надають кисень, водяна пара, окис вуглецю, сірководень та інші сірчисті з'єднання.

Як і в випадку каталітичного окислення двоокису сірки в трехокись, при синтезі аміаку каталізатор робить свій прискорює дію лише в деяких температурних межах. При температурі вище 600 ° С відновлене залізо знижує свою каталітичну активність.

На прикладі синтезу аміаку можна розглянути механізм дії каталізатора. Відзначають, що на поверхні залізного каталізатора утворюється нітрид заліза:

Водень реагує з нітридом, виходить аміак:

FeN 2 + 3H 2 → Fe + 2NH 3.

Потім процес повторюється.

Реакції освіти нітриду заліза і його взаємодії з воднем йдуть дуже швидко.

При вивченні реакцій окислення аміаку, після демонстрації дослідів горіння аміаку в кисні і каталітичного окислення аміаку, увагу учнів звертають на те, що вихідні речовини в двох цих випадках були взяті одні й ті ж, але в залежності від умов (застосування каталізатора) виходять різні продукти .

Окислення аміаку може йти з утворенням різних речовин по рівняннях:

4NH 3 + 3O 2 \u003d 2N 2 + 6H 2 O;

4NH 3 + 4O 2 \u003d 2N 2 O + 6H 2 O;

4NH 3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O.

Каталізатор - платина прискорює лише останню з цих реакцій. Тому, використовуючи каталізатор, можна направити взаємодія аміаку і кисню в бажану сторону. Це знаходить застосування в хімічному виробництві при отриманні азотної кислоти.

Формування в IX класі поняття про хімічному виробництві представляє великі можливості для ознайомлення учнів з практичним управлінням швидкістю хімічних реакцій на хімічних заводах.

На основі узагальнення знань про вивчені раніше виробництвах (соляної, сірчаної, азотної кислот, аміаку) учитель формує в учнів поняття про найкращі умови проведення хімічних реакцій на виробництві: застосування оптимальних температур, підвищенні концентрації реагуючих речовин, збільшенні поверхні зіткнення реагуючих речовин, використання каталізаторів. Після цього, щоб виявити обставини, що обмежують застосування кожного умови, перед учнями ставиться питання: "Чи можна для прискорення хімічних реакцій на виробництві необмежено підвищувати температуру?" З'ясовують, що сильне нагрівання може змістити хімічну рівновагу в небажану сторону, а в разі застосування каталізатора знизити його активність. З огляду на це, на виробництві застосовують не максимальні, а оптимальні температури.

В такому ж плані розбирають і інші умови проведення хімічних реакцій на виробництві.

Вивчення нового фактичного матеріалу по хімії в IX-X класах використовують для подальшого закріплення знань про швидкість хімічної реакції.

При вивченні властивостей білого фосфору вчитель говорить, що світіння білого фосфору в темряві свідчить про повільне окисленні його на повітрі. Далі розглядають, за яких умов окислення білого фосфору може бути прискорене. Нагрівання, роздроблення фосфору, застосування кисню дійсно прискорюють окислення фосфору, викликаючи його спалах.

Знання про способи прискорення хімічних процесів учні застосовують для передбачення умов освіти суперфосфату. Вони кажуть, що реакція між третинним фосфатом кальцію і сірчаної кислотою може прискорюватися при нагріванні, подрібненні фосфату кальцію, перемішуванні, збільшенні концентрації сірчаної кислоти. Учитель, узагальнюючи сказане, додає, що в

даному виробництві нагрівання дійсно застосовують, але для цього використовують теплоту, що виділяється при самій реакції, коли подрібнений третинний фосфат кальцію ретельно перемішують із сірчаною кислотою.

У міру вивчення органічних речовин учні зустрічаються з дуже багатьма процесами, які при-водять за участю каталізаторів, наприклад отримання авіаційного бензину, каучуку, ароматичних вуглеводнів.

Можна розглянути роль сірчаної кислоти при гідратації етилену. У присутності сірчаної кислоти замість повільно йде реакції приєднання води до етилену (С 2 Н 4 + Н 2 О → З 2 Н 5 ОН) швидко йдуть один за іншим такі процеси: 1) сірчана кислота приєднується до етилену, утворюючи серноетіловий ефір:

2) серноетіловий ефір піддається омилення з утворенням етилового спирту і сірчаної кислоти.

Після відгону спирту сірчана кислота виявляється в тій же кількості, але вона брала участь в утворенні проміжного продукту. Інші приклади каталітичної дії сірчаної кислоти (освіта етилену і етилового ефіру з етилового спирту) учні розбирають самостійно при виконанні домашнього завдання.

Одні і ті ж речовини при одному і тому ж каталізаторі, але при різній температурі реагують з утворенням різних продуктів. Це слід підкреслити при ознайомленні з властивостями спиртів.

Взаємодія окису вуглецю з воднем показує, що, застосовуючи різні каталізатори, з одних і тих же речовин можна отримати різні органічні продукти. Ця взаємодія може йти з утворенням метилового спирту, вуглеводнів або вищих спиртів. Бажане напрямок взаємодії речовин досягається завдяки застосуванню такого каталізатора, який прискорює відповідну реакцію, але не має значного впливу на інші. Щоб прискорити реакцію освіти метилового спирту, в якості каталізатора застосовують суміш оксидів хрому з окисом цинку.

Після вивчення вуглеводнів і кисневмісних органічних сполук для узагальнення знань учням пропонують завдання для самостійної роботи на уроці або вдома: вибрати з такого-то розділу підручника всі випадки каталітичних реакцій, причому кожному учню дають лише таку частину матеріалу підручника, яку він може переглянути у відведений час .

Розбираючи промислові способи отримання органічних речовин, корисно звернути увагу учнів на те, що для управління швидкостями хімічних реакцій застосовують ті ж прийоми які використовують у виробництві неорганічних