Разработка занятия по теме «Учение о скорости химической реакции» (По учебной дисциплине «Физическая и коллоидная химия»)

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ ДОНЕЦКОЙ НАРОДНОЙ РЕСПУБЛИКИ

ГОСУДАРСТВЕННОЕ ПРОФЕССИОНАЛЬНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ«ДОНЕЦКИЙ ТЕХНИКУМ ХИМИЧЕСКИХ ТЕХНОЛОГИЙ И ФАРМАЦИИ»

МЕТОДИЧЕСКАЯ РАЗРАБОТКА

ОТКРЫТОГО ЗАНЯТИЯ ПО ТЕМЕ:

«УЧЕНИЕ О СКОРОСТИ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ»

по учебной дисциплине ОП.04«Физическая и коллоидная химия»

специальности 18.02.01«Аналитический контроль качества химических соединений»

2020

СОДЕРЖАНИЕ                                               

1. ПОЯСНИТЕЛЬНАЯ ЗАПИСКА

2. ПЛАН ЗАНЯТИЯ

3. ХОД ЗАНЯТИЯ

4. ПРИЛОЖЕНИЯ

Приложение 1.Тестовые задания по теме «Химическая кинетика»

Приложение 2. Конспект лекции «Учение о скорости химической реакции»

Приложение 3.Клайстер по разделу «Химическая кинетика и катализ»

Приложение 4.Опорный конспект по разделу «Химическая кинетика и катализ»

Приложение 5. Презентация «Учение о скорости химической реакции»

1.ПОЯСНИТЕЛЬНАЯ ЗАПИСКА

Методическая разработка открытого занятия актуальна и имеет практическую значимость. Изучаемая тема занимает ключевые позиции наряду с другими, поскольку позволяет понять механизмы и сущность протекания тех или иных химических процессов. Изучение темы помогает обучающимся учиться абстрактно мыслить, поскольку сущность некоторых явлений нельзя показать на конкретных примерах. В связи с этим, во время занятия используется постановка проблема и химический эксперимент, поскольку такая подача материала позволяет обучающимся продуктивнее мыслить, лучше понимать сущность изучаемых явлений.

Вид занятия - лекция с элементами эвристической беседы – выбран в связи с тем, что данный вид занятия подразумевает под собой наличие обратной связи, доверительного общения с целью вовлечения обучающихся к совместным рассуждениям, поискам решения поставленных вопросов, что позволяет осознанно усвоить учебный материал. Пригласить к диалогу, дать возможность рассуждать и высказываться – цель педагога на данной лекции. Демонстрация опытов проводится для того, чтобы дать обучающимся опору для доказательного рассуждения, обоснования выводов. Процессу диалога способствуют пояснения педагога.

Знания о химической реакции представляет собой систему, которая постепенно формируется у обучающихся в процессе изучения химических дисциплин. Поэтому при изучении физической и коллоидной химии, как и при изучении любой дисциплины химического цикла, большая роль принадлежит междисциплинарным связям. В этом контексте междисциплинарные связи физической и коллоидной химии, которая изучается студентами специальности 18.02.01«Аналитический контроль качества химических соединений» в 5-6 семестрах (3 курс), можно разделить на две группы: обеспечиваемые и обеспечивающие. В процессе изучения дисциплин ЕН.02 «Общая и неорганическая химия», ОП.02 «Органическая химия», ОП.03 «Аналитическая химия» обучающиеся узнали, что на основе атомно-молекулярной теории химическую реакцию стали рассматривать как процесс превращения молекул одних веществ в молекулы других за счёт перегруппировки атомов. Развитие знаний о строении вещества привело к открытию электронной теории строения атома. С появлением этой теории сущность химической реакции стала рассматриваться в зависимости от изменения характера химических связей между атомами в веществе. Глубокое изучение химических реакций предполагает формирование у обучающихся представления о том, что внешние явления при химическом превращении закономерно связаны с внутренней его сущностью. При реакции разрывается одни химические связи и возникают новые, и как следствие этого - одни вещества превращаются в другие.

Изучение темы «Учение о скорости химической реакции» имеет больше теоретическое и практическое значение для понимания обучающимися закономерностей протекания различных химических процессов, способствуя тем самым формированию и развитию логического мышления и мировоззрения. Данная тема является теоретической базой для последующего изучения отдельных тем МДК.01.01. «Основы аналитической химии и физико-химических методов анализа», МДК 02.01. «Основы качественного и количественного анализа природных и промышленных материалов».

Для отбора содержания лекции, определяющими являются требования учебной программы к уровню подготовки обучающихся.

Проверка знаний, умений и навыков обучающихся является важным компонентом каждого занятия, и данного в том числе. На занятии для актуализации опорных знаний используется тестирование с последующей взаимопроверкой и устный фронтальный опрос для закрепления полученных знаний.

Данная методическая разработка может использоваться преподавателями химических дисциплин при подготовке специалистов среднего звена специальности «Аналитический контроль качества химических соединений», а также других специальностей, стандарты которых предполагают изучение такой дисциплины, как «Физическая и коллоидная химия».

2. ПЛАН ЗАНЯТИЯ

Тема занятия «Учение о скорости химической реакции»

Цели занятия:

методическая: - отработка методики проведения лекционного занятия с элементами эвристической беседы с применением элементов интерактивного обучения, мультимедийных и компьютерных технологий;

дидактическая: – углубление и установление междисциплинарных связей в области химических дисциплин;

- показать влияние факторов на скорость химических реакций, установить закономерности протекания химических процессов;

- пояснить роль закона действия масс, уравнения Аррениуса в химической кинетике;

- сформировать представление о молекулярности и порядке химических реакций;

развивающая: - развивать навыки сравнивать, обобщать, делать выводы, обрабатывать и анализировать экспериментальные данные, выяснять взаимосвязь между предметами и явлениями на примере взаимосвязи между скоростью химических реакций и внешними факторами;

- развивать познавательный интерес обучающихся;

- развивать умение выделять главное, логически мыслить;

воспитательная: - формировать мировоззренческие понятия о познаваемости природы, причинно - следственных связях, развитии химической науки, истинности научных знаний и законов природы, научной (химической) картины мира;

- продолжить формирование культуры общения в процессе коллективного взаимодействия;

- воспитывать ответственное отношение к учебному труду.

Уровень усвоения учебного материала

Обучающиеся должны знать:

- основы физической химии, химической кинетики;

- закономерности протекания химических и физико-химических процессов;

- основные методы интенсификации физико-химических процессов;

уметь:

- производить расчеты кинетических параметров химических реакций;

- рассчитывать скорость химических реакций.

Вид занятия: лекция с элементами эвристической беседы.

Тип занятия: занятие усвоения новых знаний.

Формы и методы занятия: эвристическая беседа, мозговой штурм.

Междисциплинарные связи:

Обеспечивающие - ЕН.02 «Общая и неорганическая химия», ОП.02 «Органическая химия», ОП.03 «Аналитическая химия».

обеспечиваемые – МДК.01.01. «Основы аналитической химии и физико-химических методов анализа», МДК02.01. «Основы качественного и количественного анализа природных и промышленных материалов»

Методическое обеспечение: методическая разработка занятия, раздаточный материал, мультимедийная презентация.

Техническое обеспечение: ноутбук «Lenovo», мультимедийный проектор «Toshiba TOPS8».

Литература:

Основная

1. Гамеева О. С. Физическая и коллоидная химия: учебник. – С-Пб.: Лань, 2020.- 328с.

Дополнительная

1. Мушкабаров Н. Н. Физическая и коллоидная химия. – М.: Гэотар – Мед, 2013.

Интернет-ресурсы:

Нарышкин Д.Г. Конспект лекций по курсу «Химия». Кинетика химических реакций. – Режим доступа: http:// twt.mpei.ac.ru/TTHB/1/Chem/Kin.html

Письменко В.Т., Калюкова Е.Н. Лабораторная работа (по физической химии). Кинетика химических реакций. Определение константы скорости и энергии активации реакций. – Режим доступа: http://window.edu.ru/catalog/pdf2txt/141/26141/9036

Тесты по теме Химическая кинетика. – Режим доступа: https://test-otvet.com.ua/khimiya/387-testy-po-teme-khimicheskaya-kinetika.html

Скорость химической реакции. – Режим доступа: https://ru.wikipedia.org/wiki/Скорость_химической_реакции

Структура занятия

Организационный момент.

Объявление темы, целей и задач занятия.

Мотивация обучения.

Актуализация опорных знаний.

Раскрытие темы занятия

Закрепление изученного

Подведение итогов занятия. Комментарий и оценивание результатов работы учащихся.

Домашнее задание

3.ХОД ЗАНЯТИЯ

1.Организационный момент

1.1.Проверка присутствующих.

1.2.Проверка готовности обучающихся группы и аудитории к занятию.

1.3.Обзор методического обеспечения занятия.

2.Объявление темы, целей и задач занятия

2.1. Объявление темы занятия: «Учение о скорости химической реакции». Тема занятия проецируется на экран с помощью мультимедийного проектора. В ходе занятия обучающиеся знакомятся с понятиями «химическая кинетика», «скорость химической реакции», «константа скорости реакции», «энергия активации, формулировками и аналитическими выражениями закона действия масс, правила Вант-Гоффа, уравнения Аррениуса.

2.2. Обучающиеся знакомятся со структурой, этапами занятия. Акцентируется внимание на том, что понятие о скорости химической реакции изучалось в курсах общей и неорганической химии, аналитической химии, органической химии. Объявляются этапы занятия.

2.3. Проводится обзор раздаточного материла – опорные конспекты.

3.Мотивация обучения

- осознание значения данной темы в курсе физической и коллоидной химии. Учение о скорости химической реакции и о зависимости ее от различных факторов является необходимой составляющей профессиональной компетенции техника – химика. Зная законы химической кинетики, человек получает возможность управлять химическими процессами, задавать им требуемую скорость, повышать выход продукта в технологических процессах.

- формирование диалектического мировоззрения студентов. Мы сами и весь окружающий нас мир существуем благодаря наличию энергии активации, которая не позволяет многим реакциям идти со значительной скоростью. Химические реакции лежат в основе жизненных процессов, в том числе дыхания, фотосинтеза, пищеварения и т.д. Таким образом, на примере химических реакций можно говорить о всеобщей взаимосвязи предметов и явлений.

- важность развития самостоятельного мышления.

4.Актуализация опорных знаний

Актуализация опорных знаний проводится путем тестирования с последующей взаимопроверкой (Приложение 1).

5. Раскрытие темы занятия

План занятия (проецируется на экран)

1. Понятие о химической кинетике как науке

2. Средняя и истинная скорость химической реакции

3. Факторы, влияющие на скорость реакции

4. Зависимость скорости реакции от концентрации веществ. Закон действия масс

5. Константа химической реакции и ее зависимость от различных факторов

6. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа

7. Классификация химических реакций в кинетике:

а) по молекулярности;

б) по порядку

8. Период полупревращения

9. Энергия активации. Уравнение Аррениуса

Лекция проводится согласно плану (конспект лекции – приложение 2). Перед рассмотрением вопроса 3 «Факторы, влияющие на скорость реакции» - проводится демонстрация опытов.

Опыт 1. Природа реагирующих веществ

В две пробирки помещаются по грануле цинка. В одну приливается соляная кислота, а во вторую - уксусная.

Постановка проблемы: Дайте объяснение: Что наблюдали в результате реакции? Почему реакции имеют разные скорости? Сформулируйте зависимость скорости химической реакции от природы реагирующих веществ.

Обучающиеся приходят к выводу, что скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ. Под природой реагирующих веществ понимают их состав - качественный и количественный, строение атомов элементов, их пространственное расположение в молекуле или кристалле, взаимное влияние атомов в молекулах органических и неорганических веществ, свойства вещества – энергия: частиц (кинетическая и потенциальная), ионизации атома, сродства к электрону, связи между атомами или ионами, межмолекулярного взаимодействия, кристаллической решетки; степени окисления элементов в соединении.

Опыт2. Концентрация реагирующих веществ

В две пробирки приливается 2-3 мл соляной кислоты. В одну пробирку приливается столько же воды - 2-3 мл. Затем в каждую пробирку помещается гранула цинка. Постановка проблемы: Дайте пояснения: Что наблюдали в результате реакции? Почему реакции имеют разные скорости? Сформулируйте зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ.

Обучающиеся приходят к выводу, что скорость химической реакции зависит от концентрации реагирующих веществ. С повышением концентрации скорость реакции увеличивается. Термин «концентрация» обычно используется по отношению к растворам, но его можно применить и к газам.

Опыт 3. Температура реагирующих веществ

В две пробирки помещается небольшое количество оксида меди и в каждую приливается 2-3 мл серной кислоты. Одну из пробирок нагревают.

Постановка проблемы: Дайте пояснения: Что наблюдали в результате реакции? Почему реакции имеют разные скорости?Сформулируйте зависимость скорости химической реакции от увеличения температуры.

Обучающиеся приходят к выводу, что скорость реакции зависит от температуры. С повышением температуры повышается скорость движения молекул, их энергия активации, что и приводит к увеличению скорости реакции.

6. Закрепление изученного

Проводится методом фронтального опроса (вопросы проецируются на экран)

1. Что изучает химическая кинетика?

2. Как определяется скорость химической реакции?

3. Какие виды выражения скорости химической реакции Вам известны?

4. Какие факторы влияют на скорость химической реакции?

5. Как классифицируют химические реакции в кинетике?

7. Подведение итогов занятия

Комментарий и оценивание результатов работы обучающихся.

8. Домашнее задание

Составить конспект изученного материала по ученику:

Гамеева О. С. Физическая и коллоидная химия: учебник. – С-Пб.: Лань, 2020. - С.170-183, 206-211.

Приложения

Приложение 1

Тестовые задания по теме «Химическая кинетика»

Вариант 1

Скорость любой химической реакции вычисляют по:

а) изменению концентрации реагирующих веществ;

б) изменению давления реагирующих веществ;

в) изменению температуры реагирующей смеси.

2. Катализатор ускоряет химическую реакцию, так как:

а) увеличивается частота соударений молекул;

б) увеличивается теплота реакции;

в) снижается энергия активации.

3. Как изменится скорость реакции FeCl3 +3KSCN → Fe(SCN)3+3KCl при разбавлении реагирующей смеси?

а) увеличится;

б) уменьшится;

в) не изменится.

4.В 2 стакана налили равный объем соляной кислоты одной концентрации. В 1-й опустили цинковые таблетки, во 2-й равную им по массе цинковую пыль. Где раньше завершится реакция?

а) в 1;

б) во 2;

в) одновременно.

5. Зависимость скорости реакции от температуры регламентирует:

а) закон действия масс;

б) уравнение Аррениуса;

в) правило Вант-Гоффа.

Вариант 2

На скорость химической реакции влияют:

а)количество катализатора;

б) концентрации веществ;

в) степень раздробленности;

г) температура;

д) время проведения процесса.

2. Константа скорости реакции показывает:

а) среднюю скорость процесса;

б) скорость в начальный момент времени;

в) скорость процесса при концентрации реагентов 1 моль/л.

3. Как называется вещество замедляющее реакцию:

а) индикатор;

б) катализатор;

в) ингибитор.

4. Зависимость скорости реакции от концентрации регламентирует:

а) закон действия масс;

б) уравнение Аррениуса;

в) правило Вант-Гоффа.

5. Во сколько раз увеличится скорость реакцииN2+3H2→2NH3при увеличении концентрации водорода в 3 раза?

а) в 27 раз;

б) в 9 раз;

в) в 3 раза.

Ключи к тестам

Вариант 1

Вариант 2

Приложение 2

Конспект лекции «Учение о скорости химической реакции»

Химическая кинетика - это учение о скорости протекания химических реакций и о зависимости этой скорости от различных факторов. Различные реакции очень сильно отличаются относительно их скорости. Некоторые из них (разложение взрывчатых веществ) происходят в десятитысячные доли секунды. Другие продолжаются минутами, часами, днями, а третьи (различные процессы, происходящие в земной коре) - сотнями, тысячами, миллионами лет. Но не только различные химически реакции сильно отличаются по своей скорости. В большинстве случаев одна и та же реакция может протекать с разной скоростью в зависимости от условий, в которых она происходит.

Для практического использования реакции важно знать, с какой скоростью она осуществляется. Так, например, при использовании реакции в каком-либо производственном процессе от скорости ее зависит производительность аппарата, а, следовательно, количество производимой продукции. Теоретическое знание вопросов кинетики позволяет интенсифицировать производственные процессы, подобрать факторы, способствующие получению оптимальной скорости реакции, а в конечном итоге - повышению выхода продукта.

Скорость химических реакций измеряют изменением в единицу времени концентрации веществ, участвующих в реакции. Неважно, концентрацию каких веществ используют для определения скорости реакции. В ходе реакции концентрации исходных веществ уменьшается, а продуктов соответственно растет. Однако рассматривая тот или иной процесс необходимо использовать данные об изменении концентрации какого-либо одного вещества.

Скорость химической реакции при неизменных внешних условиях не остается постоянной. По мере расходования веществ скорость процесса уменьшается.

Многочисленные ее значения будут различными в зависимости от того, для какого промежутка времени мы рассчитываем изменение концентраций. Поэтому используют такое понятие, как средняя скорость реакции. Если в момент времени 1 концентрация вещества была С1, а в момент времени 2 - С2, то средняя скорость реакции за момент 2 - 1 равна: 

Однако часто целесообразно относить концентрацию к бесконечно малому промежутку времени и определять истинную скорость реакции в данный момент, как первую производную от концентрации по времени: 

Знак  используют в данных выражениях в связи с тем, что скорость реакции всегда положительна, а изменение скорости может быть как положительной, так и отрицательной величиной. Поэтому в случае убывания концентрации первую часть берут со знаком минус, чтобы скорость имела положительное значение.

На скорость реакции влияют следующие факторы:

1. природа реагирующих веществ;

2. концентрации реагирующих веществ;

3. температура;

4. присутствие катализатора;

5. для газовых реакций - давление газа;

6. для реакций в растворах - температура и природа растворителя…

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ устанавливает ЗАКОН ДЕЙСТВИЯ МАСС, сформулированный Гульбертом и Вааге в 1867 году: скорость химической реакции при постоянной температуре прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, взятых в степени, равной стехиометрическому коэффициенту данного вещества в уравнении реакции. 

Для реакции общего вида n₁А + n₂В =n₃С + n₄D закон можно записать так:

v = k*C_An¹*C_Bⁿ²

где k - константа скорости реакции. В случае, если реагирующие вещества - газы, вместо концентраций используют пропорциональные им величины парциального давления:

v = k*Р_Aⁿ¹*Р_Bⁿ²

Константа скорости реакции k - это такая величина, когда концентрации реагирующих веществ равны 1 моль / л. Она зависит только от температуры и природы реагирующих веществ. Например, для реакции

2NО + Н₂ = N2О + Н₂О

закон действия масс выражается соотношением:

v = k* С_NО2*С_Н2

С повышением температуры скорость реакции значительно возрастает. Согласно приближенному правилу Вант Гоффа, при повышении температуры на каждые 10о (при постоянном давлении) скорость реакции увеличивается в 2-4 раза. Отношение

 

называется температурным коэффициентом скорости реакции. Здесь k_t+10 - константа скорости реакции при температуре t + 10, а k_t - константа скорости реакции при температуре t.

Величина температурного коэффициента  для большинства реакций колеблется в интервале 2-4. Согласно правилу Вант-Гоффа, для каждой реакции это - величина постоянная. Однако на самом деле при повышении температуры она резко уменьшается. Поэтому правило Вант-Гоффа дает удовлетворительные результаты только в узком диапазоне температур.

Чтобы рассчитать температурный коэффициент, используют следующую формулу: 

 =

Для вычисления удобнее использовать выражение в логарифмическом виде:

lg =

Зная температурный коэффициент при двух температурах, можно рассчитать его при температуре, необходимой нам.

Химические реакции разделяют по признаку молекулярности и по признаку порядка реакции.

Молекулярность химических реакций определяется числом молекул, одновременно участвующих в акте химического превращения. По этому признаку реакции делятся на одно - (или моно-), двух - (или би) и трех - (или три-) -молекулярные.

К одномолекулярным реакциям относятся некоторые реакции разложения (диссоциации), внутримолекулярных перегруппировок, радиоактивный распад, диффузия газов и др. Это реакции типа:

А= В + С + D…

Например:

I₂ = I + I

Они встречаются достаточно редко. Их описывают уравнением:

v = k * С

К двумолекулярным относятся такие реакции, в которых во взаимодействие вступают по две различные молекулы разного или одного вида:

2А = В + С…

А + В = С + D…

Например:

Н₂ + I2 = 2НI

2НI = Н₂ + I₂

Для двумолекулярных реакций

v= k*С₁*С₂

или v= k*С^₂

К тримолекулярным реакциям относятся реакции, в которых для взаимодействия необходимо столкновения трех молекул одного и того же или разных вида:

3А = С + D + Е…

2А + В = F + К …

А + В + С = М + N + Р…

Например:

2NO + O₂= 2NO₂

Для них

v = k*C³,

или v = k*C₁² * _С2,

или v = k*C₁*С₂*С3.

Можно также говорить и о более высокой молекулярности, однако в действительности одновременное столкновение даже трех молекул является маловероятным. Реакции же более высокой молекулярности неизвестны.

Множество химических реакций протекает как две или более простыереакции и называются сложными. Они бывают нескольких видов.

Параллельными называются реакции, когда вещество может одновременно реагировать в различных направлениях.

Параллельные реакции чаще всего встречаются в органической химии, если в результате реакции получают два изомера. Если эти реакции сильно отличаются по скорости, то реакцию, обладающую большей скоростью, называют главной, а меньшей - побочной.

Количество побочных продуктов может быть разным и зависит от скорости первой и второй реакции.

Последовательными или консекутивными, называются реакции, протекающие с образованием промежуточных соединений:

Здесь В - промежуточный, а С - конечный продукт.

Примером может служить взаимодействие меди с серной кислотой при нагревании:

Cu + H₂SO₄ = CuO + H₂SO₃

H₂SO₃= H2O + SO₂

CuO + H₂SO4 = CuSO4 + H₂O

Суммарно

Cu + H₂SO₄ = SO₂ + 2H₂O + CuSO₄

Общая скорость ступенчатой ​​реакции зависит от скорости наиболее медленной стадии. Закон протекания сложной реакции зависит от того, какому закону подчиняется самая медленная из реакций.

Разновидностью сложных реакций являются сопряженные реакции вида

A + B=М

A + C=N

где А - актер, В - акцептор, С - индуктор. В данном случае одна из реакций протекает лишь тогда, когда параллельно с ней протекает другая. Иначе это явление называется химической индукцией. Отношение, в котором актер распределяется между индуктором и акцептором, называют фактором индукции.

Примером такой реакции может служить окисление FeSO₄ и HI перекисью водорода. FeSO₄ окисляется независимо от HI, последний же в чистом виде перекисью не окисляется, но в присутствии FeSO4 окисляется совместно с ним.

Существуют также самоускоряющиеся реакции, в которых один из продуктов, получаемых в реакции, ускоряет ее.

В сложных реакциях суммарное уравнение химического процесса не дает никаких указаний о том, по какому закону и механизму она протекает. Поэтому вводится понятие порядка химической реакции.

Порядок реакции выражается суммой величин показателей степени при концентрации реагирующих веществ в кинетическом уравнении для скорости химической (nс). Только в простых случаях он равен сумме стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции. При этом порядок и молекулярность совпадают. Большинство же реакций протекает через ряд последовательных стадий, и общая скорость определяется не концентрацией веществ, а концентрациями промежуточных продуктов, участвующих в наиболее медленных стадиях. Поэтому сумма показателей степени не будет равна сумме стехиометрических коэффициентов и может выражаться как целыми, так и дробными числами. В таком случае порядок не совпадает с молекулярностью.

Если nс= 1, то это реакции первого порядка, если nс= 2 - второго, а если nс= 3 - третьего порядка. Реакций высшего порядка не наблюдается.

Кроме того, известны так называемые реакции нулевого порядка. В таких реакциях скорость постоянна во времени и не зависит от концентрации:

v = k * Со = соnst

Это наблюдается в некоторых гетерогенных реакциях, например, омыления водой сложного малорастворимого в воде эфира.

Несовпадение молекулярности и порядка реакции иногда наблюдается в простых реакциях в случаях, когда одно из веществ взято в избытке. Например, реакция инверсии тростникового сахара.

Кинетические уравнения для реакций первого - третьего порядка имеют вид:

1. v = k 'С, где k' - константа скорости реакции первого порядка;

2. v = k '' * С₁ * С₂, а если С₁ = С₂, то v = k '' * С², где k ''- константа скорости реакции второго порядка;

3. v = k '''* С₁ * С₂ * С₃,а если С1 = С₂ = С₃, то v = k''' * С³, где k'''- константа скорости реакции третьего порядка-.

Проведя ряд преобразований, получим выражение для вычисления константы скорости реакции первого порядка:

k' =

где а - начальная концентрация вещества (С₀), х - количество вещества, прореагировала, к моменту времени  от начала опыта, а-х - остаток не прореагировавшего вещества.

Наряду с константой скорости, для характеристики скорости часто пользуются периодом полупревращения (полураспада), то есть промежутком времени, в течение которого претерпевает преобразования половина данного вещества. Этой величиной характеризуется скорость радиоактивного распада.

Константа скорости реакций первого порядка приобретает вид:

k' =  

Из уравнения видно, что для реакций первого порядка период полупревращения не зависит от начальной концентрации вещества.

Протекания химической реакции, как правило, не наблюдается до конца, то есть до полного исчезновения веществ и превращения их в продукты. Практическим прекращением реакции считается время, за которое прореагировало 99,9% исходного вещества.

Для реакций второго порядка выражение для периода полураспада имеет вид:

k" = , 

То есть период полупревращения для реакций второго порядка обратно пропорционален начальной концентрации вещества в первой степени.

Для реакций третьего порядка период полупревращения обратно пропорционален начальной концентрации вещества во второй степени. Различная зависимость периода полупревращения от начальной концентрации вещества используется для экспериментального определения порядка реакции.

Согласно простой модели столкновений, химическая реакция между двумя исходными веществами может происходить только в результате столкновения молекул этих веществ. Но не каждое столкновение приводит к химической реакции. Необходимо преодолеть определенный энергетический барьер, чтобы молекулы начали друг с другом реагировать. То есть молекулы должны обладать определенной минимальной энергией. Иными словами, в химическое взаимодействие вступают только активные молекулы (частицы), обладающие энергией, достаточной для осуществления данной реакции. Неактивные частицы можно сделать активными, если предоставить им необходимую дополнительную энергию, - этот процесс называется активацией.

Один из способов активации - увеличение температуры: при повышении температуры число активных молекул значительно возрастает, благодаря чему резко увеличивается скорость реакции. Энергия, которую надо сообщить молекулам (частицам) реагирующих веществ, чтобы превратить их в активные, называется энергией активации. Ее определяют опытным путем, обозначают Еaкт и обычно выражают в кДж/моль. Так, например, для соединения водорода и йода (Н2 + I2 = 2НI) Еакт = 167,4 кДж / моль, а для распада йодоводорода (2НI = Н2 + I2) Еакт = 186,2 кДж / моль. Энергия активации зависит от природы реагирующих веществ и служит характеристикой каждой реакции.

По уравнению Аррениуса можно вычислить энергию активации:

Еакт = *lg

где R - универсальная газовая постоянная, Т1 и Т2 – температуры, при которых проводится процесс, - отношение констант скоростей реакций при данных температурах. Опыт показывает, что при изменении температуры в диапазоне от 200°C до 300°C частота столкновений изменяется на 10%. 

Уравнение Аррениуса стало одним из основных уравнений химической кинетики, а энергия активации - важной количественной характеристикой реакционной способности веществ.

Приложение 3

Клайстер по разделу «Химическая кинетика и катализ»

риложение 4

Приложение 5

Презентация «Учение о скорости химической реакции»