Теория была сформулирована С. Аррениусом в 1889 году. В основе этой теории лежит представление о том, что для протекания химической реакции необходимо соударение между молекулами исходных веществ, а число соударений определяется интенсивностью теплового движения молекул, т.е. зависит от температуры. Но не каждое соударение молекул приводит к химическому превращению – к нему приводит лишь активное соударение.
Энергия активации является характеристикой каждой реакции и определяет влияние на скорость химической реакции природы реагирующих веществ.
Уравнение Аррениуса:
Энергетический профиль реакции экзо- и эндотермической
Экзотермическая реакция – с выделением тепла.
СН 4(г) + 2О 2(г) = СО 2(г) + 2Н 2 О (г) + Q
Эндотермическая – с поглощение тепла. CaCO 3(кр) = CaO (кр) +CO 2(г) - Q,
Катализ. Понятие о гомогенном и гетерогенном катализе. Катализаторы положительные и отрицательные
Явление катализа – это изменение скорости реакции под действием некоторых веществ, которые к концу реакции остаются в химически неизменном виде.
Гомогенный катализатор и реагент образуют одну фазу.
Гетерогенный катализатор и реагент находятся в разных фазах
Различают положительный катализ (ускорение реакций) и отрицательный катализ (замедление реакций)
Энергетический профиль каталитической реакции
Понятие о ферментативном катализе. Особенности каталитической активности ферментов
Ферментативный катализ – каталитические реакции, протекающие с участием ферментов – биологических катализаторов белковой природы. Ферментативный катализ имеет две характерные особенности: 1)высокая специфичность 2) Высокая активность
Кталитическая активность фермента наиболее точно может быть выражена с помощью показателя, называемого молярной активностью , которая измеряется в каталах в расчете на 1 моль фермента (кат×моль -1 ф.). Этот показатель показывает, какое число молекул субстрата превращается за 1 секунду одной молекулой фермента.
Обратимые и необратимые по направлению реакции
Обратимые реакции - химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях (прямом и обратном), например:
3H 2 + N 2 ⇆ 2NH 3
Необратимыми называют такие химические процессы, продукты которых не способны реагировать друг с другом с образованием исходных веществ. Примерами необратимых реакций может служить разложение бертолетовой соли при нагревании
2КСlО3 > 2КСl + ЗО2,
Константа химического равновесия. Термодинамические условия равновесия в термодинамических системах
Константа равновесия – это отношение произведений концентраций продуктов реакций к произведению концентраций исходных веществ
Термодинамическое равновесие - состояние системы, при котором остаются неизменными по временимакроскопические величины этой системы (температура, давление, объём, энтропия) в условиях изолированности от окружающей среды.
Диффузия
диффузией является перемешивание молекул вещества при их беспорядочном тепловом движении.
процесс взаимного проникновения молекул или атомов одного вещества между молекулами или атомами другого, приводящий к самопроизвольному выравниванию их концентраций по всему занимаемому объёму
примеры: 1)растворение молока в кофе;
2)заваривание чая;
3)распространение запахов;
Осмос. Эндо- экзоосмос
Осмос - результат неравенства химических потенциалов воды по разные стороны мембраны. Идеальная полу24проницаемая мембрана пропускает молекулы воды и не пропускает молекулы растворенного вещества.
Односторонняя диффузия растворителя через полупроницаемую мембрану, отделяющую раствор от чистого растворителя.
наблюдаются, когда жидкости приходят во взаимодействие через перепонки.
ЭНДООСМОС биол. процесс просачивания (диффузии) жидкостей и нек-рых растворенных веществ из внешней среды внутрь клетки
ЭКЗООСМОС биол. процесс просачивания (диффузии) жидкостей и нек-рых растворенных веществ из клетки в окружающую внешнюю среду
Осмос , направленный внутрь ограниченного объёма жидкости, называется эндосмосом , наружу - экзосмосом .
22. Осмотичекое давление (закон Вант-Гоффа)
Осмотическое давление равно тому давлению, которое имело бы растворенное вещество, будучи в газообразном состоянии в объеме раствора
Реакции происходят в результате непосредственного столкновения молекул. Однако не все столкновения приводят к химическому взаимодействию. Образованию новых веществ способствуют только молекулы, обладающие достаточным запасом энергии. Такие молекулы называются активными молекулами.
Та минимальная энергия, достаточная для начала химической реакции называется энергией активации и выражается в ккал или кДж. Чем меньше энергия активации, тем быстрее идет реакция.
В реакциях, где энергия активации больше, чем 150 кДж при t=25°С скорость очень мала или практически эти реакции не протекают. В реакциях, где энергия активации меньше 60 кДж, скорость очень большая (взрыв).
Величина энергии активации Еа зависит от природы реагирующих элементов и служит характеристикой каждой реакции.
Энергетическая диаграмма хода реакции с образованием
активированного комплекса.
Чтобы реагирующие вещества А и В образовали продукты реакции С и Д они должны преодолеть энергетический барьер МL. На это затрачивается энергия активации Еа. При этом в ходе реакции из частиц реализующих веществ, образуется промежуточная неустойчивая группировка - активированный комплекс (рис.2.6).
Этот комплекс распадается с образованием конечных продуктов, причем выделяется такое количество энергии, которое позволяет конечным продуктам спуститься до уровня средней энергии конечных продуктов.
Т.о. изменение продуктов можно выразить в виде схем для эндотермической и экзотермической реакции (рис.2.7, 2.8).
 |
Обычно реакции между веществами с прочными ковалентными связями характеризуются большими значениями Еа и идут медленно. Это относится ко многим взаимодействиям, как
скорость которых при стандартных условиях равна 0.
Малыми значениями Еа и очень большими скоростями характеризуются ионные взаимодействия в растворах
Катализ
Общие понятия.
Катализом называется ускорение скорости реакции в присутствии специфических веществ, количество которых в ходе реакции не изменяется.
Эти вещества только ускоряют скорость реакции, но не расходуются в результате ее протекании.
Катализаторы могут участвовать в образовании промежуточных продуктов реакции, но к концу взаимодействия полностью регенерируются.
Замедление реакций осуществляется при помощи ингибиторов(отрицательных катализаторов).
– При катализе не изменяется величина теплового эффекта реакции.
– Если катализируемая реакция обратима, катализатор не влияет на равновесие, не меняет Кр и равновесных концентраций компонентов системы. Он в равной степени ускоряет прямую и обратную реакцию.
– Катализаторы действуют избирательно, селективно.
Катализатор, активно ускоряющий одно взаимодействие, безразличен к другому.
Из одних и тех же веществ можно получить различные продукты, применяя разные катализаторы.
Некоторые вещества снижают или полностью уничтожают активность катализатора их называют каталитическими ядами – соединения мышьяка, свинца, цианида.
Добавки, увеличивающие активность катализатора называют промоторами.
Активность, селективность и срок службы катализатора во многом зависит от температуры каталитической реакции.
Существуют катализаторы, не обладающие специфичностью, их называют универсальными. К ним относятся металлические Nl , Pt , палладий, которые катализируют процессы гидрирования, окисления. Многие процессы являются автокаталитическими. В этих реакциях катализатором служит один из продуктов.
Цепные реакции
Под цепными реакциями понимают такие химические реакции, в которых появление промежуточно-активной частицы вызывает большое число (цепь) превращений исходныхмолекул.
В качестве активной частицы выступают свободные атомы, возбужденные молекулы –радикалы – частицы, имеющие один неспаренный электрон.
Большую роль в создании учения цепных реакций сыграли работы
Н. Н. Семенова и С. Хиншельвуда, которые за исследования в этой области получили Нобелевскую премию (1956 г).
Цепные реакции составляют основу многих практически важных процессов (крекинга, полимеризации, сгорания топлива и т. п.).
Различают 3 типа цепных реакций:
1. С неразветвленными цепями
2. С разветвленными цепями
3. С вырожденно-разветвленными
Каждый тип реакций включает 3 этапа - зарождение цепей, их развитие и обрыв.
Химические процессы с неразветвленными цепями можно рассмотреть на примере взаимодействия между водородом и хлором:
Подумайте, какая молекула - водорода или хлора - может распасться на атомы. Энергия связи молекулы водорода равна 436 кДж/моль, хлора 243. Конечно, будет происходить распад молекулы хлора.
Если смесь и храниться в темноте, то указанная реакция при обычных температурах не протекает. Для бурного течения этой реакции достаточно ввести в смесь ничтожное количество паров металлического натрия.
Схему реакции по этапам можно записать так.
Скорость химической реакции
и ее зависимость от различных факторов
Урок с использованием информационных технологий
Химии ни в коем случае научиться
невозможно,
не видя самой практики и не берясь за химические
операции.
М.В.Ломоносов
Перестройка высшего и среднего специального образования в стране, школьная реформа предусматривают дальнейшее совершенствование форм, методов и средств обучения, использование разнообразных технологий, в том числе личностно ориентированного обучения (ЛОО), проблемно-поисковых и компьютерных технологий.
Мы, педагоги, тоже перестраиваемся. Я в своей работе стараюсь постоянно использовать новые разработки, современные образовательные технологии.
В последнее время появилось много материалов на компьютерных дисках. Их можно применять в разработке рефератов, написании курсовых работ, при самостоятельной работе учащихся. Мне информационные технологии позволяют быстро организовать обучение и проверку знаний, составлять адаптивные программы и применять их в обучении химии.
Kомпьютерная техника и использование компьютерных технологий сегодня выступают не только как средство автоматизации всех процессов обучения, но и как инструмент резкого повышения эффективности интеллектуальной деятельности учащихся.
Kомпьютерные технологии на своих уроках я использую с разной целью:
Решение задач, количественные расчеты, обработка данных (по предложенному алгоритму);
Осуществление самоконтроля и стандартизированный контроль знаний по содержанию учебной информации (тестовые, контрольные дифференцированные задания, карты и другие опросники);
Автоматизация химического эксперимента, соединение с оптической аппаратурой (проекции опытов на экран);
Получение необходимых справочных данных, составление контрольных, дифференцированных работ, анализ типичных ошибок учащихся (автоматизированные системы управления и информационные банки);
Самостоятельная работа учащихся по разработке рефератов и курсовых работ, работа с материалом, выполнение проверочных работ (получая результат, осуществлять самоконтроль).
Предложенный урок из раздела «Химическая кинетика» соответствует программе учебника «Химия-10» авторов Л.С.Гузея и Р.П.Суровцевой. Изучению этой темы предшествует изучение термодинамики реакций. Предложенный материал соответствует не обязательному минимуму содержания, а прежде всего профильному уровню обучения.
На уроке используется групповая работа, дифференцированный подход, развивающие и проблемно-поисковые технологии, а самое главное – компьютерные технологии для проведения демонстрационного эксперимента, что позволяет наглядно понять, что такое скорость химической реакции и как она зависит от различных факторов.
Цели урока. Актуализировать и углубить знания о скорости химической реакции; используя работу в группах, рассмотреть и изучить от различных факторов: природы реагирующих веществ, площади поверхности соприкосновения веществ, температуры, катализатора; используя компьютерный измерительный блок, наглядно продемонстрировать, что такое скорость химической реакции и как она зависит от концентрации реагирующих веществ.
Девиз урока. «Существует лишь то, что можно измерить» (М.Планк).
Оформление класса. Учитель заранее сообщает тему предстоящего урока, делит класс на четыре творческие группы по 5–6 человек, приблизительно одинаковые по способностям. На предыдущем уроке ученики получают домашнее задание – подготовить сообщения о практическом применении уравнения Аррениуса и о видах катализа.
Оборудование и реактивы. Н а с т о л а х у ч е н и к о в – учебники, тетради, таблицы, лабораторные листы, штативы с пробирками;
группа 1 : цинк в гранулах, магниевая лента, раствор соляной кислоты;
группа 2 : стеклянная палочка; железные опилки, железный гвоздь, раствор хлорида меди(II);
группа 3 : пипетка, пробиркодержатель, спиртовка, спички; оксид меди(II), раствор серной кислоты;
группа 4 (выполняет демонстрационный опыт на демонстрационном столе): компьютер с измерительным блоком, датчик оптической плотности при длине волны 525 нм, кювета, магнитная мешалка, шприц на 10 мл, мерный цилиндр на 100 мл; растворы йодида калия KI 1М, персульфата калия K 2 S 2 O 8 0,1М, дистиллированная вода.
Все записи по ходу урока учащиеся выполняют в своих тетрадях.
ХОД УРОКА
Мотивация важности выбранной темы
Учитель начинает объяснение материала с примеров химических реакций, протекающих с различной скоростью. Примеры реакций могут приводить учащиеся.
Химические реакции протекают с различными скоростями. Одни идут медленно, месяцами, как, например, коррозия железа или ферментация (брожение) виноградного сока, в результате которой получается вино. Другие завершаются за несколько недель, как спиртовое брожение глюкозы. Третьи заканчиваются очень быстро, например осаждение нерастворимых солей, а некоторые протекают мгновенно, например взрывы.
Практически мгновенно, очень быстро идут многие реакции в водных растворах:
Смешаем водные растворы Na 2 CO 3 и CaCl 2, продукт реакции CaCO 3 – нерастворим в воде, образуется немедленно;
К щелочному раствору фенолфталеина добавим избыток кислоты, раствор обесцвечивается мгновенно. Это означает, что реакция нейтрализации, реакция превращения окрашенной формы индикатора в бесцветную идут очень быстро.
Медленно образуется ржавчина на железных предметах. На медных и бронзовых предметах медленно образуются продукты коррозии черно-коричневого или зеленоватого цвета (патина). Скорость всех этих процессов разная.
Актуализация представлений
о скорости химических реакций
Химические реакции – одно из важнейших понятий химии. Для их понимания и грамотного использования в учебном процессе учителю необходимо знать и уметь объяснить основные характеристики любой химической реакции: тепловой эффект, равновесие, скорость. Химическая термодинамика дает возможность предсказать, в каком направлении может самопроизвольно протекать та или иная химическая реакция, но одна химическая термодинамика не дает ответа на вопрос о том, как и с какой скоростью будет протекать реакция. Понятие о скорости химической реакции – одно из основных в химической кинетике.
Для изучения нового материала учащиеся используют необходимые знания о скорости химической реакции, проходит этап актуализации знаний. Но это понятие углубляется понятиями скорости гомогенных и гетерогенных реакций, энергией активации, вводится уравнение Аррениуса – это зона ближайшего развития учащихся (см. приложение № 1 «Структура проблемно-поисковой деятельности учителя и учащихся…»).
Что понимают под скоростью реакции? Kак ее можно измерить и изменить? Ответить на эти вопросы поможет наука, изучающая закономерности протекания реакций во времени, – химическая кинетика.
Напомним основные понятия и закономерности, используемые в кинетике (отвечают ученики и дополняет учитель).
Химическая кинетика – это раздел химии, задача которого – объяснение качественных и количественных изменений химических процессов, происходящих во времени. Обычно эту общую задачу подразделяют на две, более конкретные:
1) выявление механизма реакции – установление элементарных стадий процесса и последовательности их протекания (качественные изменения);
2) количественное описание химической реакции – установление строгих соотношений, которые позволяют рассчитывать изменения количеств исходных реагентов и продуктов по мере протекания реакции.
Основным понятием в химической кинетике является понятие о скорости реакции. Скорость химической реакции определяется количеством вещества, прореагировавшего в единицу времени в единице реакционного пространства.
Если концентрация одного из реагирующих веществ уменьшилась от с 1 до с 2 за промежуток времени от t 1 до t 2 , то в соответствии с определением скорость реакции равна (рис. 1):
Знак «–» в правой части уравнения означает следующее. По мере протекания реакции (t 2 – t 1) > 0 концентрация реагентов убывает, следовательно, (c 2 – c 1) < 0, а т.к. скорость реакции всегда положительна, то перед дробью следует поставить знак «–».
Рис. 1.
|
Kоличественно зависимость между скоростью реакции и молярными концентрациями реагирующих веществ описывается основным законом химической кинетики – законом действующих масс.
Скорость химической реакции при постоянной температуре пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.
Для реакции
а А + b В = с С + d D,
в соответствии с законом действующих масс, зависимость скорости от концентраций реагирующих веществ может быть представлена в виде:
где k
– константа скорости; n
А, n
B
– порядки реакции соответственно по реагентам А
и В;
n
А + n
B – общий порядок реакции.
В г о м о г е н н ы х р е а к ц и я х реагирующие вещества находятся в одной газовой фазе или в растворе, равномерно перемешаны между собой, реакция идет по всему объему смеси. Kонцентрация реагента равна частному от деления количества вещества на объем смеси: с = /V.
Средняя скорость реакции:
Чем меньше промежуток времени, тем более точным будет значение скорости реакции.
Г е т е р о г е н н ы е р е а к ц и и идут на границе раздела фаз: газ – твердое вещество, газ – жидкость, жидкость – твердое вещество, твердое вещество – твердое вещество. Скорость реакции
измеряется на единице площади соприкосновения реагирующих веществ S .
При рассмотрении тепловых эффектов химических реакций превращение молекул реагентов (А + В) в молекулы продуктов (С + D) c термодинамической точки зрения объясняется как «восхождение на энергетическую гору» в случае эндотермических реакций (рис. 2, а ) или «спуск с горы» для экзотермических реакций (рис. 2, б ).
Молекулам реагентов, чтобы прореагировать, необходимо предварительно запастись дополнительной энергией, чтобы преодолеть энергетический барьер на пути к продуктам реакции. Существенно, что такой барьер имеется и в случае экзотермических реакций, так что вместо простого «соскальзывания с горки» молекулам приходится предварительно «лезть в гору».
Рис. 2.
|
Движущая сила реакции – стремление прийти к минимуму энергии.
Для того чтобы реакция могла протекать, частицы реагирующих веществ должны столкнуться друг с другом. С ростом температуры число этих столкновений возрастает вследствие увеличения кинетической энергии молекул, поэтому увеличивается скорость реакции. Но далеко не всякое соударение молекул реагирующих веществ приводит к их взаимодействию: для взаимодействия молекул связи между атомами в них должны стать слабее или порваться, на что должна быть затрачена определенная энергия. Если сталкивающиеся молекулы не обладают такой энергией, их столкновение не приводит к реакции. Избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию молекул нового вещества, называется энергией активации данной реакции Е а, обычно измеряется в Дж/моль, кДж/моль. Молекулы, обладающие такой энергией, называются активными молекулами.
На рис. 3 изображены энергетические профили:
а) эндотермической реакции, +H = –Q ,
N 2 + O 2 2NO – Q ;
б) экзотермической реакции, –H = +Q ,
H 2 + I 2 2HI + Q .
В процессе реакции химические связи в активных молекулах ослабевают и возникают новые связи между частицами реагирующих веществ, образуется переходное состояние – активированный комплекс, когда старые связи не полностью разрушены, а новые уже начали строиться. Энергия активации – энергия, необходимая для возникновения активированного комплекса. Энергетический барьер различен, чем он ниже, тем легче и быстрее идет реакция.
Точка, находящаяся на вершине энергетического барьера, носит название переходного состояния . Из этой точки система может свободно перейти в продукт реакции либо вернуться в исходное состояние (рис. 4).
Энергия активации – это фактор, посредством которого природа реагирующих веществ влияет на скорость реакции. Для некоторых реакций она мала, для других – велика. Если энергия активации мала (< 40 кДж/моль), то большая часть столкновений между молекулами реагирующих веществ приводит к реакции. Скорость таких реакций велика. Если энергия активации велика (> 40 кДж/моль), то в этом случае лишь малая часть столкновений молекул или других частиц приводит к реакции. Скорость подобной реакции мала.
Скорость реакции в данный момент времени можно рассчитать, если знать число активных соударений реагирующих частиц в единицу времени. Поэтому зависимость скорости реакции от температуры можно записать в виде:
0 exp(–E a /RT ),
где 0 – скорость реакции при условии, что каждое соударение приводит к взаимодействию (Е а = 0). Это выражение для скорости реакции – уравнение Аррениуса – важное уравнение в химической кинетике (его практическое применение см. в приложении № 2, учащиеся делают сообщения).
Почему химические реакции идут с разной скоростью? Вот основной вопрос, который стоит перед учителем и ребятами на уроке. Учащиеся отвечают на него теоретически, проводя лабораторные эксперименты в группах и решая задачи.
Работа в группах
Работа групп включает в себя следующие виды деятельности:
Экспериментальное изучение факторов, влияющих на скорость химической реакции;
Наблюдение и анализ полученных результатов опытов;
Заполнение лабораторных листов, отражающих ход работы и выводы.
Обязательное условие успешной работы в группах и реализации поставленных задач – обеспечение каждого рабочего места ученика необходимым оборудованием, наглядными пособиями. Во время работы учитель подходит ко всем группам, в случае необходимости оказывает консультативную помощь. Ниже раскрыто содержание заданий для работы каждой из групп.
Лабораторный опыт № 1.
Зависимость скорости химической реакции
от природы реагирующих веществ
Цель. Закрепить понятие «скорость химической реакции» и выявить ее зависимость от природы реагирующих веществ.
Оборудование и реактивы. Штатив с пробирками; цинк в гранулах, магниевая лента, раствор соляной кислоты.
Демонстрационный опыт.
Скорость реакции и ее зависимость
от концентрации исходных веществ
Цель. Наглядно продемонстрировать, что такое скорость химической реакции и как она зависит от концентрации исходных веществ.
Оборудование и реактивы. Kомпьютер с измерительным блоком, датчик оптической плотности при длине волны = 525 нм, кювета, магнитная мешалка, шприц на 5 мл, мерный цилиндр на 100 мл; растворы – 1M KI, 0,1M K 2 S 2 O 8 , дистиллированная вода.
Химическая сущность процесса. Исследуется реакция окисления йодид-иона персульфатом:
2I – + S 2 O 8 2– = I 2 + 2SO 4 2– .
Реакция проводится в избытке йодида калия. Выделяющийся йод окрашивает раствор в коричневый цвет. Kонцентрацию йода определяют по интенсивности окраски раствора с помощью датчика оптической плотности при 525 нм.
Подготовка к работе. K первому каналу измерительного блока подключают датчик оптической плотности, настроенный на длину волны 525 нм. Включают датчик в режиме зависимости от времени, наливают в кювету 10 мл 1M раствора KI и 90 мл дистиллированной воды. Настраивают датчик.
Выполнение. Запускают процесс перемешивания. Отбирают в шприц 5 мл раствора K 2 S 2 O 8 , быстро выливают его в кювету, запуская одновременно процесс измерения нажатием на экранную кнопку «Пуск». Измерение прекращают, когда оптическая плотность достигнет значения 0,5.
Повторяют эксперимент, используя 20 мл раствора KI и 80 мл воды.
Kомментарии. Скорость реакции – это изменение концентрации реагирующих веществ или продуктов реакции в единицу времени. Скорость реакции зависит от концентрации исходных реагентов в данный момент времени.
Выводимые понятия. Скорость реакции, ее зависимость от концентрации.
Выводы. Поскольку реагенты по ходу реакции расходуются, скорость замедляется.
При увеличении концентрации исходного реагента скорость реакции увеличивается. Причем в данном случае при увеличении концентрации в два раза скорость реакции также увеличилась в два раза.
Лабораторный опыт № 2.
Влияние температуры на скорость
Цель. Закрепить понятие «скорость химической реакции» и исследовать влияние температуры на скорость химической реакции.
Оборудование и реактивы. Штатив с пробирками, пипетка, спиртовка, пробиркодержатель; оксид меди(II), раствор серной кислоты (1:3).
Лабораторный опыт № 3.
Зависимость скорости химической реакции
от площади поверхности соприкосновения
реагирующих веществ
Цель. Закрепить понятие «скорость химической реакции» и выявить ее зависимость от величины поверхности соприкосновения реагирующих веществ.
Оборудование и реактивы. Штатив с пробирками, стеклянная палочка; железные опилки, железный гвоздь, раствор хлорида меди(II).
Представление результатов групповой работы, их обсуждение
Порядок представления результатов определяется номерами групп (по очереди). Учащиеся выступают у доски, используя таблицы, заполненные по результатам проделанных лабораторных опытов. Организуется краткое обсуждение результатов работы групп, формулируются выводы. Учитель указывает еще на один фактор, влияющий на скорость химической реакции, – присутствие катализатора.
Kатализаторы – это вещества, ускоряющие химическую реакцию, ингибиторы – это вещества, замедляющие химическую реакцию. Сами катализаторы и ингибиторы в реакции не расходуются и не входят в состав продуктов реакции.
Kатализ – это процесс изменения скорости реакции под действием катализатора. Действие катализатора избирательно. Реакции, протекающие при участии катализатора, называют каталитическими реакциями .
М е х а н и з м г о м о г е н н о г о к а т а л и з а
Часто реакции идут медленно, т.к. их энергия активации Е а велика (рис. 5):
А + В А В АВ.
Kатализатор (K) ускоряет реакцию:
Энергии активации E " а и E "" а малы, поэтому реакции протекают быстро.
При участии катализатора происходит снижение Е а, образуется выигрыш энергии и реакция протекает быстрее.
В и д ы к а т а л и з а
1. Гомогенный катализ – исходные вещества и катализатор – однофазная система.
Например, естественные колебания толщины озонового слоя Земли связаны с изменением солнечной активности. В верхних слоях атмосферы происходит разрушение озонового слоя, катализируемое оксидами азота:
2. Гетерогенный катализ – исходные вещества и катализатор образуют разнофазную систему.
М е х а н и з м г е т е р о г е н н о г о к а т ал и з а включает пять стадий:
Диффузия – реагирующие молекулы диффундируют к поверхности катализатора;
Адсорбция – реагирующие вещества накапливаются на поверхности катализатора;
Химическая реакция – поверхность катализатора неоднородна, на ней имеются активные центры, они ослабляют связи между атомами в адсорбируемых молекулах, реагирующие молекулы деформируются, иногда распадаются на атомы, что облегчает протекание химической реакции;
Десорбция – молекулы продукта сначала удерживаются поверхностью катализатора, затем освобождаются;
Диффузия – молекулы продукта диффундируют с поверхности катализатора.
Образно говоря, механизм действия катализатора можно сравнить с переходом туристов через горный перевал. Не знающие местности туристы выберут самый очевидный, но самый трудный путь, требующий длительного восхождения и спуска через вершину горы. Опытный проводник (катализатор) поведет свою группу по тропинке, минуя вершину. Пусть этот путь извилистый, но менее трудный, по нему легче дойти до конечного пункта, после чего проводник возвращается в исходный пункт.
Особую группу составляют катализаторы, действующие в живых организмах. Такие катализаторы называются ферментами, или энзимами.
Ферменты (энзимы) – это белковые молекулы, ускоряющие химические процессы в биологических системах (в организме около 30 тыс. различных ферментов, каждый их них ускоряет соответствующую ему реакцию).
Демонстрационный опыт.
Kаталитическое разложение пероксида водорода
(проводит учитель)
2H 2 O 2 2H 2 O + O 2 .
В три пробирки наливают по 5 мл аптечного раствора пероксида водорода. Первая пробирка – контрольная, для сравнения, во вторую пробирку пинцетом опускают кусочек сырого мяса, в третью – кусочек сырой моркови. Наблюдается «вскипание» в двух пробирках, кроме первой. Во вторую и третью пробирки вносят тлеющие лучинки, которые вспыхивают, т.к. выделяется кислород. Учитель объясняет, что разложение пероксида водорода происходит и без катализатора, но гораздо медленнее. Реакция может протекать несколько месяцев. Быстрые реакции в других пробирках демонстрируют работу фермента – каталазы, который находится и в растительных, и в животных клетках.
Эффективность действия фермента каталазы можно проиллюстрировать данными о разложении H 2 O 2 в водном растворе.
Более подробно с ферментами знакомятся при изучении курса химии 11-го класса.
С демонстрационного эксперимента начинается воспитание устойчивого внимания, умения наблюдать за опытом, проводить анализ, делать выводы. Групповая форма работы позволяет эффективно получать знания, воспитывая чувство коллективизма.
Использование комплекта оборудования с компьютерным измерительным блоком и датчиками (температуры, оптической плотности, электропроводности, уровня рН) значительно расширяет возможности демонстрационного эксперимента, т.к. позволяет заглянуть внутрь процесса, чего ранее, изучая эту тему только теоретически, мы сделать не могли. Изучение количественных закономерностей – одна из ключевых и наиболее сложных тем в химии (см. приложение № 3 «Параметры, которые используются в количественных химических расчетах»).
На рассматриваемом уроке нас интересуют параметры реакции. На предыдущих уроках учащиеся познакомились с термодинамическими параметрами, а параметры вещества и среды будут изучаться на последующих уроках.
Итоги урока, рефлексивный анализ
Учитель подводит итоги урока. Учащиеся заполняют листки контроля работы ученика, на которых они указывают класс, фамилию, имя, оценивают свою работу на уроке, работу группы, понимание темы («плохо», «хорошо», «отлично»).
Учащиеся отвечают на вопросы.
1. С каким настроением вы уходите с урока?
2. Чем интересен урок для каждой группы и каждого ученика?
3. В чем польза этого урока для вас?
4. С какими трудностями вы столкнулись на уроке?
В разных классах предлагаются разные вопросы. Из опыта можно сказать, что на рефлексивном этапе учащиеся дают высокую оценку урока («5», реже «4»), отмечают необычность, наглядность, насыщенность урока, высокий эмоциональный уровень, логичность, интересный информационный материал. Наиболее важна на уроке технология сотрудничества учителя и учеников. Вместе достигаются общие цели, учащиеся лучше усваивают материал и применяют полученные знания.
Домашнее задание
Наряду с параграфами учебника каждая группа получает индивидуальную задачу по изучению влияния того или иного фактора на скорость химической реакции.
Задача 1. При t = 30 °С реакция протекает за 25 мин, а при t = 50 °С – за 4 мин. Рассчитайте температурный коэффициент реакции.
Задача 2. Взаимодействие алюминия с хлором протекает по уравнению:
2Al (тв.) + 3Cl 2 (г.) = 2AlCl 3 (тв.).
Начальная концентрация хлора 0,05 моль/л. Kонстанта скорости реакции 0,2 л/(моль с).
Напишите математическое выражение скорости реакции. Kак изменяется скорость реакции по сравнению с начальной, если давление в системе увеличить в 6 раз?
Задача 3. В двух одинаковых сосудах проводили реакции разложения с образованием кислорода и водорода. За 10 с в первом сосуде получили 22,4 л О 2 , а во втором – 4 г Н 2 . Скорость какой химической реакции больше? Во сколько раз?
Задача 4. Предложите способы увеличения скорости реакции в 16 раз путем изменения концентраций исходных веществ:
а) 2Cu (тв.) + O 2 (г.) = 2CuO (тв.);
б) 2H 2 (г.) + O 2 (г.) = 2H 2 O (г.).
Особенностью урока является то, что предлагается материал, выходящий за рамки учебника. Это необходимо как для повышения общей эрудиции, так и для будущих абитуриентов. Дополнительный материал в профильном классе основывается главным образом на материалах вступительных экзаменов в различные вузы.
Цель педагогических технологий – повышение эффективности образовательного процесса. Главное в любой технологии – ориентация на личность ученика. Педагогическая технология – это совокупность взаимосвязанных средств, методов, процессов, необходимых для целенаправленного воздействия на формирование личности с заданными качествами. На своих уроках я использую личностно ориентированный подход. Kак следствие, учащимся удается подойти более сознательно и творчески к изучению материала. Именно технология сотрудничества учителя и ученика важна в достижении высоких результатов. Активное применение элементов педагогических технологий на уроках способствует развитию у ученика мотивационной сферы, интеллекта, самостоятельности, способности контролировать и управлять своей учебно-познавательной деятельностью.
Мой предмет – химия, но еще я преподаю человековедение. Использование новых подходов в образовании позволяет по-другому смотреть на свой предмет. Главное – видеть в каждом ученике человека.
Химия – наука о веществах. Я подхожу к изучению веществ не только с точки зрения их практической значимости для общества, но и с позиции философского осмысления мира. На уроках химии и человековедения я показываю целостность мира и человека, стараюсь раскрыть детям беспредельность и гармонию жизни, воспитать стремление к пониманию и познанию себя, желание себя совершенствовать, трудиться над собой, чтобы улучшить жизнь. Меня радует интерес ребят к этим проблемам. И я думаю, что поразмышлять над этим полезно и нам, учителям. Только совершенствуя и развивая себя, мы можем учить ребят.
ПРИЛОЖЕНИЕ № 1
Структура проблемно-поисковой
деятельности учителя и учащихся
по исследованию свойств веществ и сущности
химических реакций
(возможно использование информационных
технологий)
ПРИЛОЖЕНИЕ № 2
Практическое использование уравнения АррениусаПример 1. Скорость (частота) пиликанья сверчков подчиняется, хотя и не вполне строго, уравнению Аррениуса, плавно увеличиваясь в температурном интервале от 14,2 °С до 27 °С, с эффективной энергией активации E a = 51 кДж/моль. По частоте стрекотаний можно достаточно точно определить температуру: надо подсчитать их число за 15 с и прибавить 40, получится температура в градусах Фаренгейта (F) (американцы до сих пор пользуются этой температурной шкалой).
Так, при 55 F (12,8 °С) частота стрекотаний составляет 1 стрек./с, а при 100 F (37,8 °С) – 4 стрек./с.
Пример 2.
В температурном интервале от
18 °С до 34 °С частота сердечных сокращений
морской черепахи согласуется с уравнением
Аррениуса, которое дает энергию активации
E
a = 76,6 кДж/моль, но при более низких
температурах энергия активации резко
увеличивается. Это может быть связано с тем, что
при пониженных температурах черепаха чувствует
себя не очень хорошо и частота ее сердечных
сокращений начинает управляться другими
биохимическими реакциями.
Пример 3.
Особенно интересны попытки
«положить на аррениусовскую зависимость»
психологические процессы человека. Так, людей с
разной температурой тела (от 36,4 °С до 39 °С)
просили отсчитать секунды. Оказалось, что чем
выше была температура, тем быстрее был счет
(Е
а = 100,4 кДж/моль). Таким образом, наше
субъективное ощущение времени подчиняется
уравнению Аррениуса. Автор проведенного
социологического исследования Г.Хогланд
предположил, что это связано с некоторыми
биохимическими процессами в мозге человека.
Немецкий исследователь Х. фон Ферстлер измерял у людей с разной температурой скорость забывания. Он давал людям последовательность разных знаков и измерял время, в течение которого люди эту последовательность помнили. Результат был тот же, что и у Хогланда: аррениусовская зависимость с Е а = 100,4 кДж/моль.
Эти примеры показывают, что многие процессы в природе, включая и психологические, подчиняются уравнению Аррениуса с довольно высокими значениями энергии активации Е а. Последнее замечание особенно важно, потому что Е а физических процессов (например, вязкого течения жидкости) обычно не превышает 20 кДж/моль. Высокая энергия активации означает, как правило, что имеет место разрыв химических связей. Так что во всех разобранных примерах, несомненно, имеют место самые настоящие химические реакции (очевидно, ферментативные).
ПРИЛОЖЕНИЕ № 3
Равновесие процесса перехода одной фазы в другую без изменения химического состава называется фазовым равновесием. Примерами фазового равновесия могут быть следующие процессы:
испарение
Для фазового равновесия соблюдается принцип Ле Шателье.
При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермического процесса, например, плавления и испарения. С увеличением давления равновесие смещается в сторону процессов, при которых газ или пар превращаются в жидкое или твёрдое состояние.
Правило фаз.
Сформулировано Дж. Гиббсом. Число степеней свободы C , фазФ , независимых компонентовК и внешних условийн , влияющих на равновесие, взаимосвязаны соотношением:
C + Ф = К + н
2.4. Механизм химической реакций. Цепные реакции. Фотохимические процессы. Гомогенный и гетерогенный катализ. Автокатализ. Ферментативный катализ. Каталитические яды. Колебательные реакции.
Энергия активации. Энергетический профиль реакции.
Реакции происходят в результате непосредственного столкновения молекул. Однако не все столкновения приводят к химическому взаимодействию. Образованию новых веществ способствуют только молекулы, обладающие достаточным запасом энергии. Такие молекулы называются активными молекулами.
Та минимальная энергия, достаточная для начала химической реакции называется энергией активации и выражается в ккал или кДж. Чем меньше энергия активации, тем быстрее идет реакция.
В реакциях, где энергия активации больше, чем 150 кДж при t=25°С скорость очень мала или практически эти реакции не протекают. В реакциях, где энергия активации меньше 60 кДж, скорость очень большая (взрыв).
Величина энергии активации Еа зависит от природы реагирующих элементов и служит характеристикой каждой реакции.
Энергетическая диаграмма хода реакции с образованием
активированного комплекса.
Чтобы реагирующие вещества А и В образовали продукты реакции С и Д они должны преодолеть энергетический барьер МL. На это затрачивается энергия активации Еа. При этом в ходе реакции из частиц реализующих веществ, образуется промежуточная неустойчивая группировка - активированный комплекс (рис.2.6).
Этот комплекс распадается с образованием конечных продуктов, причем выделяется такое количество энергии, которое позволяет конечным продуктам спуститься до уровня средней энергии конечных продуктов.
Т.о. изменение продуктов можно выразить в виде схем для эндотермической и экзотермической реакции (рис.2.7, 2.8).
схема протекания
экзотермической реакции
схема протекания
эндотермической реакции
О
бычно
реакции между веществами с прочными
ковалентными связями характеризуются
большими значениями Еа и идут медленно.
Это относится ко многим взаимодействиям,
как
скорость которых при стандартных условиях равна 0.
М
алыми
значениями Еа и очень большими
скоростями характеризуются ионные
взаимодействия в растворах
С.Аррениус открыл температурную зависимость скорости многих реакций, которую можно описать уравнением:
k = А е -Е* / RT
где k - константа скорости, e - основание натуральных логарифмов, R - универсальная газовая постоянная, T – температура, А - предэкспоненциальный множитель, Е* - энергия активации реакции.
теория активных соударений (столкновений)
1) Химическое взаимодействие между молекулами возможно только при их столкновении.
2) Не каждое столкновение молекул приводит к химическому взаимодействию, т. е. является результативным или, по терминологии Аррениуса, активным. Существует некий энергетический барьер , преодолеть который и вступить во взаимодействие может лишь часть молекул, причём, как правило, это очень малая часть от их общего числа в системе.
3) Причиной, обусловливающей существование энергетического барьера, является взаимное отталкивание электронных оболочек молекул при их сближении.
4) Для того, чтобы молекулы могли при столкновении преодолеть энергетический барьер, они должны двигаться навстречу друг другу с достаточно большой скоростью. Для достижения этой необходимой скорости нужна определённая энергия, называемая энергией активации. Энергия активацииЕ * - это избыток энергии активных молекул по сравнению с неактивными, или иначе, энергия, которой должны обладать молекулы, чтобы иметь возможность вступить во взаимодействие. Размерность СИ энергии активации - Дж/моль.
5) Чем больше энергия активации реакции, тем больше энергетический барьер, и тем меньшее число молекул способно его преодолеть. Поэтому, чем больше Е * , тем медленнее идёт реакция.
6) С повышением температуры увеличивается скорость теплового движения молекул, поэтому доля активных молекул возрастает. Иными словами, при повышении температуры происходит термическая активация , приводящая к увеличению скорости реакции.
вычисление энергии активации реакции по значениям двух констант скорости при различных температурах:
Т 2 - Т 1 k 1
Активированный комплекс представляет собой неустойчивое образование, в которое входят все атомы столкнувшихся и вступивших во взаимодействие молекул. Время жизни активированного комплекса очень мало; оно измеряется малыми (миллионными, десятимиллионными и т. д.) долями секунды. Расстояния между атомами в активированном комплексе несколько больше, чем в обычных молекулах, поэтому для его образования требуется дополнительная энергия.
Наглядное представление о протекании реакции во времени в соответствии с теорией переходного состояния может дать энергетический профиль реакции, например, экзотермической(рис. 12.6).
По оси ординат откладывается энергия системы Е , а ось абсцисс - это так называемая координата реакции. Среднему запасу энергии теплового движения молекул исходных веществ соответствует уровень Е исх, энергии, запасаемой в активированном комплексе - уровень Е АК. Тогда разность Е АК - Е исх равна величине энергетического барьера, который должны преодолеть молекулы для того, чтобы вступить во взаимодействие энергия активации. Наглядное представление о нём даёт кривая, соединяющая уровни Е исх и Е АК. Высота энергетического барьера зависит от природы реагирующих веществ, энергии, необходимой для образования активированного комплекса (энергии активации), а также от средней энергии теплового движения молекул Е исх.
При повышении температуры уровень Е исх поднимается, величина энергетического барьера становится меньше и во взаимодействие может вступить большее число молекул. Это и служит причиной ускорения реакции с повышением температуры. При понижении температуры, наоборот, уровень Е исх опускается и величина энергетического барьера возрастает, что приводит к уменьшению скорости реакции.
При распаде активированного комплекса с образованием молекул продуктов выделяется энергия, которой соответствует разность Е АК - Е прод, где Е прод - средний запас энергии молекул продуктов. Часть этой выделяющейся энергии, равная разности Е АК - Е исх, пойдёт на активацию новых молекул исходных веществ, а избыток Е исх - Е прод выделится в окружающую среду в виде экзотермического теплового эффекта реакции DН r .
Для эндотермических реакцийэнергетический профиль выглядит несколько иначе (рис. 12.7). Видно, что в этом случае энергетический уровень Е исх ниже, чем уровень Е прод. В результате этого энергии Е АК - Е прод, выделяющейся при распаде активированного комплекса, недостаточно для того,
чтобы вызвать активацию новых молекул реагирующих веществ. Поэтому для продолжения реакции необходим подвод энергии извне, в виде эндотермического теплового эффекта.
Существование активированного комплекса подтверждается экспериментальными данными. Так, например, для одной из несложных модельных реакций взаимодействия атома водорода с молекулой водорода
Н 2 + Н ® Н + Н 2 ,
значение энергии активации близко к 36,8 кДж/моль. Если бы реакция шла через стадию полной диссоциации молекул Н 2 , а не через стадию образования активированного комплекса Н 2 ·Н, то потребовалась бы энергия активации 435,1 кДж/моль.
55. фотохимия. Фотохимические реакции. Основные законы фотохимии(Закон Гротгуса-Дрейпера, закон Бунзена-Роско, закон Штарка-Эйнштейна).
фотохимия это - раздел химической кинетики, занимающийся поведением электронно-возбужденных молекул.
В биологии известно несколько фотохимических процессов, имеющих чрезвычайно большое значение для жизнедеятельности как отдельных организмов, так и биосферы в целом. В первую очередь среди таких процессов следует назвать фотосинтез .Кроме того, чрезвычайно важными являются фотохимия зрения, фотохимия синтеза витаминов, например, витамина D в человеческой коже, фотохимия загара и др.
Фотохимическая реакция разложения галогенидов серебра лежит в основе фотографического процесса. Существуют фотохромные материалы, способные изменять цвет или прозрачность под действием света, что используется, в частности, для фотохимической записи информации или для изготовления солнцезащитных очков. Фотохимические реакции используются и в химической промышленности, например, при синтезе капролактама или при фотополимеризации метилметакрилата в производстве органического стекла.
Для фармации фотохимические реакции важны в первую очередь постольку, поскольку свет может вызывать деструкцию (фотолиз )многих лекарственных препаратов. Разложению под действием света подвержены и многие другие вещества и материалы - древесина, бумага, краски, пластмассы и т. д.
В химии достаточно широко используется люминесцентный метод анализа, основанный на изучении спектров излучения, испускаемого возбужденными молекулами исследуемых веществ.
Законы фотохимии
Известны следующие законы фотохимии:
Закон Гроттгуса - Дрейпера (К.И.Д.Гроттгус - 1818; Дж.У.Дрейпер - 1842).
