čvrsti početni materijal. Polazne supstance i eksperimentalne metode
Pročitajte također
DEFINICIJA
Hemijska reakcija naziva se transformacija supstanci u kojoj dolazi do promjene njihovog sastava i (ili) strukture.
Najčešće se pod kemijskim reakcijama podrazumijeva proces transformacije početnih tvari (reagensa) u finalne tvari (proizvode).
Hemijske reakcije se pišu pomoću hemijskih jednadžbi koje sadrže formule polaznih materijala i produkta reakcije. Po zakonu masovno očuvanje, broj atoma svakog elementa u lijevom i desnom dijelu hemijska jednačina jednako. Obično su formule polaznih supstanci napisane na lijevoj strani jednadžbe, a formule proizvoda na desnoj. Jednakost broja atoma svakog elementa u lijevom i desnom dijelu jednačine postiže se postavljanjem cjelobrojnih stehiometrijskih koeficijenata ispred formula supstanci.
Hemijske jednačine mogu sadržavati Dodatne informacije o karakteristikama reakcije: temperaturi, pritisku, zračenju itd., što je označeno odgovarajućim simbolom iznad (ili “ispod”) znaka jednakosti.
Sve hemijske reakcije mogu se grupisati u nekoliko klasa, koje imaju određene karakteristike.
Klasifikacija hemijskih reakcija prema broju i sastavu početnih i rezultirajućih supstanci
Prema ovoj klasifikaciji, hemijske reakcije se dele na reakcije kombinacije, razlaganja, supstitucije, razmene.
Kao rezultat složene reakcije od dvije ili više (složenih ili jednostavnih) supstanci nastaje jedna nova supstanca. AT opšti pogled Jednačina za takvu hemijsku reakciju će izgledati ovako:
Na primjer:
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2
SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4
2Mg + O 2 \u003d 2MgO.
2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3
Kombinovane reakcije su u većini slučajeva egzotermne, tj. teče sa oslobađanjem toplote. Ako reakcija uključuje jednostavne supstance, onda su takve reakcije najčešće redoks (ORD), tj. nastaju s promjenom oksidacijskih stanja elemenata. Nemoguće je jednoznačno reći da li se reakcija spoja između složenih supstanci može pripisati OVR-u.
Reakcije u kojima iz jedne složene supstance nastaje nekoliko drugih novih supstanci (složenih ili jednostavnih) se klasifikuju kao reakcije raspadanja. Općenito, jednadžba za reakciju kemijske razgradnje će izgledati ovako:
Na primjer:
CaCO 3 CaO + CO 2 (1)
2H 2 O \u003d 2H 2 + O 2 (2)
CuSO 4 × 5H 2 O \u003d CuSO 4 + 5H 2 O (3)
Cu (OH) 2 \u003d CuO + H 2 O (4)
H 2 SiO 3 \u003d SiO 2 + H 2 O (5)
2SO 3 \u003d 2SO 2 + O 2 (6)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O (7)
Većina reakcija raspadanja se odvija zagrijavanjem (1,4,5). Moguća je razgradnja električnom strujom (2). Razgradnja kristalnih hidrata, kiselina, baza i soli kiselina koje sadrže kiseonik (1, 3, 4, 5, 7) odvija se bez promene oksidacionih stanja elemenata, tj. ove reakcije se ne odnose na OVR. OVR reakcije raspadanja uključuju razgradnju oksida, kiselina i soli koje formiraju elementi u višim stepenima oksidacija (6).
Reakcije razgradnje se također nalaze u organska hemija, ali pod drugim nazivima - kreking (8), dehidrogenacija (9):
C 18 H 38 \u003d C 9 H 18 + C 9 H 20 (8)
C 4 H 10 \u003d C 4 H 6 + 2H 2 (9)
At supstitucijske reakcije jednostavna supstanca stupa u interakciju sa složenom, formirajući novu jednostavnu i novu složenu supstancu. Općenito, jednadžba za reakciju kemijske supstitucije će izgledati ovako:
Na primjer:
2Al + Fe 2 O 3 \u003d 2Fe + Al 2 O 3 (1)
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 (2)
2KBr + Cl 2 \u003d 2KCl + Br 2 (3)
2KSlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Cl 2 (4)
CaCO 3 + SiO 2 \u003d CaSiO 3 + CO 2 (5)
Ca 3 (RO 4) 2 + ZSiO 2 = ZCaSiO 3 + P 2 O 5 (6)
CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + Hcl (7)
Reakcije supstitucije su uglavnom redoks reakcije (1 - 4, 7). Malo je primjera reakcija raspadanja u kojima nema promjene oksidacijskih stanja (5, 6).
Reakcije razmjene nazivaju se reakcije koje se javljaju između složenih supstanci, u kojima one razmjenjuju svoje sastavni dijelovi. Obično se ovaj izraz koristi za reakcije koje uključuju ione u vodenoj otopini. Općenito, jednadžba za reakciju kemijske izmjene će izgledati ovako:
AB + CD = AD + CB
Na primjer:
CuO + 2HCl \u003d CuCl 2 + H 2 O (1)
NaOH + HCl \u003d NaCl + H 2 O (2)
NaHCO 3 + HCl \u003d NaCl + H 2 O + CO 2 (3)
AgNO 3 + KBr = AgBr ↓ + KNO 3 (4)
CrCl 3 + ZNaOH = Cr(OH) 3 ↓+ ZNaCl (5)
Reakcije razmjene nisu redoks. poseban slučaj ove reakcije razmene su reakcije neutralizacije (reakcije interakcije kiselina sa alkalijama) (2). Reakcije razmjene se odvijaju u smjeru gdje se barem jedna od supstanci uklanja iz reakcione sfere u obliku plinovite tvari (3), taloga (4, 5) ili jedinjenja s malom disocijacijom, najčešće vode (1, 2).
Klasifikacija hemijskih reakcija prema promenama oksidacionih stanja
U zavisnosti od promene oksidacionog stanja elemenata koji čine reaktante i produkte reakcije, sve hemijske reakcije se dele na redoks (1, 2) i one koje se odvijaju bez promene oksidacionog stanja (3, 4).
2Mg + CO 2 \u003d 2MgO + C (1)
Mg 0 - 2e \u003d Mg 2+ (reduktor)
C 4+ + 4e \u003d C 0 (oksidant)
FeS 2 + 8HNO 3 (konc) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O (2)
Fe 2+ -e \u003d Fe 3+ (reduktor)
N 5+ + 3e \u003d N 2+ (oksidant)
AgNO 3 + HCl \u003d AgCl ↓ + HNO 3 (3)
Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 ↓ + H 2 O (4)
Klasifikacija hemijskih reakcija prema termičkom efektu
U zavisnosti od toga da li se tokom reakcije oslobađa ili apsorbuje toplota (energija), sve hemijske reakcije se uslovno dele na egzo - (1, 2) i endotermne (3), respektivno. Količina toplote (energije) koja se oslobađa ili apsorbuje tokom reakcije naziva se toplota reakcije. Ako jednadžba pokazuje količinu oslobođene ili apsorbirane topline, tada se takve jednadžbe nazivaju termohemijske.
N 2 + 3H 2 = 2NH 3 +46,2 kJ (1)
2Mg + O 2 \u003d 2MgO + 602,5 kJ (2)
N 2 + O 2 \u003d 2NO - 90,4 kJ (3)
Klasifikacija hemijskih reakcija prema smjeru reakcije
Prema smjeru reakcije razlikuju se reverzibilni (hemijski procesi čiji proizvodi mogu međusobno reagirati pod istim uvjetima u kojima nastaju, uz nastanak polaznih supstanci) i nepovratni (hemijski procesi, čiji proizvodi nisu u stanju da reaguju jedni s drugima sa stvaranjem polaznih supstanci).
Za reverzibilne reakcije, jednadžba se u općem obliku obično piše na sljedeći način:
A + B ↔ AB
Na primjer:
CH 3 COOH + C 2 H 5 OH ↔ H 3 COOS 2 H 5 + H 2 O
Primjeri ireverzibilnih reakcija su sljedeće reakcije:
2KSlO 3 → 2KSl + ZO 2
C 6 H 12 O 6 + 6O 2 → 6CO 2 + 6H 2 O
Dokaz ireverzibilnosti reakcije mogu poslužiti produkti reakcije gasovite supstance, talog ili slabo disocirajućeg spoja, najčešće vode.
Klasifikacija hemijskih reakcija prema prisustvu katalizatora
Sa ove tačke gledišta, razlikuju se katalitičke i nekatalitičke reakcije.
Katalizator je supstanca koja ubrzava hemijsku reakciju. Reakcije koje uključuju katalizatore nazivaju se katalitičkim. Neke reakcije su općenito nemoguće bez prisustva katalizatora:
2H 2 O 2 \u003d 2H 2 O + O 2 (MnO 2 katalizator)
Često jedan od produkta reakcije služi kao katalizator koji ubrzava ovu reakciju (autokatalitičke reakcije):
MeO + 2HF \u003d MeF 2 + H 2 O, gdje je Me metal.
Primjeri rješavanja problema
PRIMJER 1
AT moderna nauka razlikovati hemijske i nuklearne reakcije nastaje kao rezultat interakcije polaznih supstanci, koje se obično nazivaju reagensima. Kao rezultat, drugo hemijske supstance koji se nazivaju proizvodi. Sve interakcije nastaju pod određenim uslovima (temperatura, zračenje, prisustvo katalizatora, itd.). Atomska jezgra reaktanata kemijskih reakcija se ne mijenjaju. U nuklearnim transformacijama nastaju nove jezgre i čestice. Ima ih nekoliko razni znakovi koji određuju vrste hemijskih reakcija.
Klasifikacija se može zasnivati na broju početnih i rezultirajućih supstanci. U ovom slučaju, sve vrste hemijskih reakcija podijeljene su u pet grupa:
- Raspadanja (iz jedne supstance se dobija nekoliko novih), na primer, razlaganje pri zagrevanju na kalijum hlorid i kiseonik: KCLO3 → 2KCL + 3O2.
- Jedinjenja (dva ili više jedinjenja formiraju jedno novo), u interakciji sa vodom, kalcijum oksid prelazi u kalcijum hidroksid: H2O + CaO → Ca(OH)2;
- Zamjene (broj proizvoda jednak je broju polaznih tvari u kojima je jedna komponenta zamijenjena drugom), željezo u bakrenom sulfatu, zamjenjujući bakar, formira sulfat obojeno gvožđe: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu.
- Dvostruka izmjena (molekule dvije tvari zamjenjuju dijelove koji ih napuštaju), metali ulaze i razmjenjuju anjone, formirajući precipitirani srebrni jodid i kadijum nitrat: KI + AgNO3 → AgI↓ + KNO3.
- Polimorfna transformacija (dolazi do prijelaza tvari iz jednog kristalnog oblika u drugi), jodid boje, kada se zagrije, prelazi u živin jodid žuta boja: HgI2 (crveno) ↔ HgI2 (žuto).
Ako se hemijske transformacije posmatraju na osnovu promena u oksidacionom stanju elemenata u reagujućim supstancama, onda se vrste hemijskih reakcija mogu podeliti u grupe:
- Sa promjenom stupnja oksidacije - redoks reakcije (ORD). Kao primjer, razmotrite interakciju željeza sa hlorovodoničnom kiselinom: Fe + HCL → FeCl2 + H2, kao rezultat toga, oksidaciono stanje gvožđa (redukciono sredstvo koje donira elektrone) se promenilo sa 0 na -2, a vodonika (oksidaciono agens koji prihvata elektrone) od +1 do 0 .
- Nema promjene u oksidacijskom stanju (tj. nema OVR). Na primjer, reakcije kiselinsko-bazne interakcije bromovodonika s natrijum hidroksidom: HBr + NaOH → NaBr + H2O, kao rezultat takvih reakcija nastaju sol i voda, a oksidacijska stanja hemijski elementi, uključeni u originalne supstance, ne mijenjaju se.
Ako uzmemo u obzir brzinu protoka u smjeru naprijed i natrag, onda se sve vrste kemijskih reakcija također mogu podijeliti u dvije grupe:
- Reverzibilne - one koje teku u dva smjera u isto vrijeme. Većina reakcija je reverzibilna. Primjer je otapanje ugljičnog dioksida u vodi sa stvaranjem nestabilnog ugljična kiselina, koji se razlaže na početne supstance: H2O + CO2 ↔ H2CO3.
- Nepovratni - teku samo u smjeru naprijed, nakon potpunog trošenja jedne od polaznih supstanci se završavaju, nakon čega su prisutni samo proizvodi i početna supstanca uzeti u višku. Obično je jedan od proizvoda ili istaložena nerastvorljiva materija ili razvijeni gas. Na primjer, kada reagiraju sumporna kiselina i barij hlorid: H2SO4 + BaCl2 + → BaSO4↓ + 2HCl, nerastvorljivi
Tipovi hemijskih reakcija u organskoj hemiji mogu se podeliti u četiri grupe:
- Supstitucija (jedan atom ili grupe atoma se zamjenjuju drugim), na primjer, kada hloroetan stupi u interakciju s natrijum hidroksidom, nastaju etanol i natrijum hlorid: C2H5Cl + NaOH → C2H5OH + NaCl, to jest, atom hlora je zamijenjen vodikom atom.
- Vezanje (dva molekula reaguju i formiraju jedan), na primjer, brom se spaja na mjestu prekida dvostruke veze u molekulu etilena: Br2 + CH2=CH2 → BrCH2—CH2Br.
- Cepanje (molekul se raspada na dva ili više molekula), na primer, pod određenim uslovima, etanol se raspada na etilen i vodu: C2H5OH → CH2=CH2 + H2O.
- Preuređenje (izomerizacija, kada se jedna molekula pretvara u drugu, ali se kvalitativni i kvantitativni sastav atoma u njoj ne mijenja), na primjer, 3-klororuten-1 (C4H7CL) pretvara se u 1 klorobuten-2 (C4H7CL). Ovdje se atom klora preselio od trećeg atoma ugljikohidrata u ugljikovodični lanac do prvog, a dvostruka veza je povezivala prvi i drugi atom ugljika, a zatim je počela spajati drugi i treći atom.
Poznate su i druge vrste hemijskih reakcija:
- Protokom sa apsorpcijom (endotermno) ili oslobađanjem toplote (egzotermno).
- Prema vrsti reaktanata ili nastalih proizvoda. Interakcija sa vodom - hidroliza, sa vodonikom - hidrogenacija, sa kiseonikom - oksidacija ili sagorevanje. Odvajanje vode je dehidracija, vodonik je dehidrogenacija i tako dalje.
- Prema uslovima interakcije: u prisustvu katalizatora (katalitičkih), pod dejstvom niske ili visoke temperature, kada se pritisak mijenja, na svjetlu i tako dalje.
- Prema mehanizmu reakcije: jonske, radikalne lančane ili lančane reakcije.
">24. "> "> Znakovi reverzibilnih i ireverzibilnih reakcija. Kriteriji ravnoteže. Konstanta ravnoteže. Le Chatelierov princip.
;color:#000000;background:#ffffff">1. Reakcija se poziva;color:#000000;background:#ffffff">reverzibilno;color:#000000;background:#ffffff">, ako njegov smjer zavisi od koncentracija supstanci koje učestvuju u reakciji. Na primjer, N;vertical-align:sub;color:#000000;background:#ffffff">2;boja:#000000;pozadina:#ffffff"> + 3H;vertical-align:sub;color:#000000;background:#ffffff">2;boja:#000000;pozadina:#ffffff"> = 2NH;vertical-align:sub;color:#000000;background:#ffffff">3;boja:#000000;pozadina:#ffffff"> pri niskoj koncentraciji amonijaka u gasnoj mešavini i visokim koncentracijama azota i vodika nastaje amonijak; naprotiv, pri visokoj koncentraciji amonijaka dolazi do razlaganja, reakcija teče u suprotnom smjeru.Po završetku reverzibilne reakcije, tj. kada se postigne hemijska ravnoteža, sistem sadrži i početne supstance i produkte reakcije.
;color:#000000;background:#ffffff">Nepovratne reakcije;color:#000000;background:#ffffff"> - reakcije u kojima se uzete supstance u potpunosti pretvaraju u produkte reakcije koji ne reaguju međusobno pod datim uslovima, npr.;pozadina:#ffffff">, ;color:#000000;background:#ffffff">gori;pozadina:#ffffff"> ;color:#000000;background:#ffffff">ugljovodonici;pozadina:#ffffff">, ;color:#000000;background:#ffffff">obrazovanje;color:#000000;background:#ffffff">niska disocijacija;pozadina:#ffffff"> ;boja:#000000;pozadina:#ffffff">jedinjenja, taloženje, stvaranje gasovitih materija.
">Hemijska ravnoteža"> - stanje sistema u kojem je brzina direktne reakcije (" xml:lang="en-US" lang="en-US">V;vertical-align:sub">1 ">) jednako je brzini obrnute reakcije (" xml:lang="en-US" lang="en-US">V;vertical-align:sub">2 ">). U hemijskoj ravnoteži koncentracije supstanci ostaju nepromenjene. Hemijska ravnoteža ima dinamički karakter: direktne i reverzne reakcije se ne zaustavljaju u ravnoteži.
"> Stanje hemijske ravnoteže kvantitativno karakteriše konstanta ravnoteže, koja je odnos konstanti prave linije (" xml:lang="en-US" lang="en-US">K;vertical-align:sub">1 ">) i obrnuto ( " xml:lang="en-US" lang="en-US">K;vertical-align:sub">2 ">) reakcije.
" xml:lang="en-US" lang="en-US">K = K;vertical-align:sub" xml:lang="en-US" lang="en-US">1/" xml:lang="en-US" lang="en-US">K;vertical-align:sub" xml:lang="en-US" lang="en-US">2" xml:lang="en-US" lang="en-US">= ([C];vertical-align:super" xml:lang="en-US" lang="en-US">c" xml:lang="en-US" lang="en-US"> [D];vertical-align:super" xml:lang="en-US" lang="en-US">d" xml:lang="en-US" lang="en-US">) / ([A];vertical-align:super" xml:lang="en-US" lang="en-US">a" xml:lang="en-US" lang="en-US"> [B];vertical-align:super" xml:lang="en-US" lang="en-US">b" xml:lang="en-US" lang="en-US">)
"> Konstanta ravnoteže zavisi od temperature i prirode reagujućih supstanci. Što je veća konstanta ravnoteže, to se ravnoteža više pomera ka stvaranju direktnih produkta reakcije.
">pomak hemijske ravnoteže.
"\u003e 1. Promjena koncentracije reaktanta. U-u
- "\u003e Povećanje kraja ref in-in pomjera se udesno
- "> Povećanje proizvoda će pomjeriti ravnotežu ulijevo
">2. Pritisak (samo za gasove)
- ">Povećanje pritiska. Pomera ravnotežu unutra strana unutra zauzimaju manji volumen.
- "\u003e Smanjenje pritiska pomiče ravnotežu prema v-v koji zauzima veći volumen
"> 3. Temperatura.
- "> Za egzotermno p-to povećanje. T se pomiče ulijevo
- "> Za endotermne, povećanje T se pomiče udesno.
- "> Katalizatori ne utiču na hemijsku ravnotežu, već samo ubrzavaju njen početak
Le Chatelierov princip"> ako je sistem u stanju dinamičke ravnoteže na bilo koji način pogođen, tada se pretežno dobija reakcija koja sprečava ovaj efekat
" xml:lang="en-US" lang="en-US">N2+O2↔NO+ ∆H
" xml:lang="en-US" lang="en-US">→ t◦→
" xml:lang="en-US" lang="en-US">↓← ↓ t◦←
" xml:lang="en-US" lang="en-US"> ← p-
Za formiranje aktivnog kompleksa potrebno je savladati određenu energetsku barijeru, trošeći energiju E A. Ova energija je aktivaciona energija - neki višak energije, u poređenju sa prosečnom energijom na datoj temperaturi, koju molekuli moraju imati da bi njihovi sudari bili efikasni.
U opštem slučaju, za hemijsku reakciju A + B = C + D, prelazak sa početnih supstanci A i B na produkte reakcije C i D kroz stanje aktivnog kompleksa A + B = A¼B = C + D može biti šematski predstavljen u obliku energetskih dijagrama (slika 6.2).
Jonske interakcije u otopinama elektrolita karakteriziraju niske vrijednosti E A i vrlo visoke stope. Na primjer:
Ca + 2 + SO \u003d CaSO 4.
Ovo se objašnjava činjenicom da se suprotno nabijeni ioni privlače jedni prema drugima i nije potrebna energija da bi se savladale odbojne sile čestica koje djeluju.
Utjecaj katalizatora
Promjena brzine reakcije pod utjecajem malih dodataka posebnih tvari, čija se količina ne mijenja tokom procesa, naziva se kataliza.
Supstance koje mijenjaju brzinu kemijske reakcije nazivaju se katalizatori.(supstance koje menjaju brzinu hemijskih procesa u živim organizmima – enzimi). Katalizator se ne troši u reakcijama i nije uključen u sastav konačnih proizvoda.
Hemijske reakcije koje se odvijaju u prisustvu katalizatora nazivaju se katalitičkim. Postoje pozitivna kataliza - u prisustvu katalizatora, brzina hemijske reakcije se povećava - i negativna kataliza (inhibicija) - u prisustvu katalizatora (inhibitor), brzina hemijske reakcije se usporava.
1. Oksidacija sumpor-dioksida u prisustvu platinskog katalizatora:
2SO 2 + O 2 = 2SO 3 - pozitivna kataliza.
2. Usporavanje stvaranja hlorovodonika u prisustvu kiseonika:
H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl - negativna kataliza.
razlikovati: a) homogena kataliza - reaktanti i katalizator formiraju jednofazni sistem; b) heterogena kataliza - reaktanti i katalizator čine sistem od različite faze.
Mehanizam djelovanja katalizatora. Mehanizam djelovanja pozitivnih katalizatora svodi se na smanjenje aktivacijske energije reakcije. Ovo formira aktivni kompleks sa više nizak nivo energija i brzina hemijske reakcije se znatno povećava. Na sl. 6.3 prikazuje energetski dijagram hemijske reakcije koja se odvija u odsustvu (1) iu prisustvu (2) katalizatora.
Ako se spora reakcija A + B = AB odvija u prisustvu katalizatora K, tada katalizator ulazi u hemijsku interakciju sa jednim od početnih materijala, formirajući nestabilno međuspojno jedinjenje: A + K = AK.
Energija aktivacije ovog procesa je niska. Intermedijarno jedinjenje AA je reaktivno; reagira s drugim početnim materijalom, dok se katalizator oslobađa i napušta reakcijsku zonu:
 |
AK + B = AB + K.
Sumirajući oba procesa, dobijamo jednačinu za brzu reakciju: A + B + (K) = AB + (K).
Primjer. Oksidacija sumpor-dioksida uz sudjelovanje NO katalizatora: 2SO 2 + O 2 = 2SO 3 - spora reakcija;
Uvođenjem katalizatora - NO - formira se međuspoj: 2NO + O 2 \u003d 2NO 2.
U heterogenoj katalizi, djelovanje ubrzanja povezano je s adsorpcijom. Adsorpcija - fenomen apsorpcije gasova, para, otopljenih materija na površini čvrsto telo. Površina katalizatora nije ujednačena. Na njemu se nalaze takozvani aktivni centri na kojima dolazi do adsorpcije reagujućih supstanci, što povećava njihovu koncentraciju.
Neke tvari smanjuju ili potpuno uništavaju aktivnost čvrstog katalizatora - katalitičkih otrova (to uključuje spojeve olova, arsena, žive, cijanidne spojeve). Platinasti katalizatori su posebno osjetljivi na katalitičke otrove.
Postoje i tvari koje pojačavaju djelovanje katalizatora, iako same po sebi nisu katalizatori. Ove supstance se nazivaju promotori.
HEMIJSKA RAVNOTEŽA
©2015-2019 stranica
Sva prava pripadaju njihovim autorima. Ova stranica ne tvrdi autorstvo, ali omogućava besplatno korištenje.
Datum kreiranja stranice: 24.03.2016
Glava 6
Hemijska kinetika. hemijska ravnoteža.
6.1.Hemijskikinetika.
Hemijska kinetika- grana hemije koja proučava brzine i mehanizme hemijskih procesa, kao i njihovu zavisnost od različitih faktora.
Proučavanje kinetike hemijskih reakcija omogućava kako utvrđivanje mehanizama hemijskih procesa tako i kontrolu hemijskih procesa u njihovoj praktičnoj implementaciji.
Svaki hemijski proces je pretvaranje reaktanata u produkte reakcije:
reaktanti → prelazno stanje → produkti reakcije.
Reagensi (izvorne supstance) - supstance koje ulaze u proces hemijske interakcije.
produkti reakcije- supstance nastale na kraju procesa hemijske transformacije. U reverzibilnim procesima, proizvodi proste reakcije su reaktanti reverzne reakcije.
ireverzibilne reakcije- reakcije koje se odvijaju pod datim uslovima u skoro jednom pravcu (označeno znakom →).
Na primjer:
CaCO 3 → CaO + CO 2
Reverzibilne reakcije- reakcije koje se odvijaju istovremeno u dva suprotna smjera (označeno znakom).
prelazno stanje (aktivirani kompleks) je država hemijski sistem, koji je međuprostor između početnih materijala (reagensa) i produkta reakcije. U tom stanju stare hemijske veze se kidaju i stvaraju nove hemijske veze. Nadalje, aktivirani kompleks se pretvara u produkte reakcije.
Većina hemijskih reakcija je kompleks i sastoji se od nekoliko faza tzv elementarne reakcije .
elementarna reakcija- jedan čin formiranja ili rupture hemijska veza. Skup elementarnih reakcija koje čine hemijska reakcija, definiše mehanizam hemijske reakcije.
Jednačina hemijske reakcije obično ukazuje na početno stanje sistema (početne supstance) i njegovo konačno stanje (produkti reakcije). U isto vrijeme, stvarni mehanizam kemijske reakcije može biti prilično složen i uključuje cela linija elementarne reakcije. Složene hemijske reakcije su reverzibilni, paralelni, serijski i druge reakcije u više koraka (lančane reakcije , spregnute reakcije itd.).
Ako se brzine različitih faza kemijske reakcije značajno razlikuju, tada je brzina kompleksne reakcije u cjelini određena brzinom njenog najsporijeg stupnja. Ova faza (elementarna reakcija) se zove granična faza.
U zavisnosti od faznog stanja reagujućih supstanci, postoje dve vrste hemijskih reakcija: homogena i heterogena.
faza dio sistema koji se razlikuje po svom fizičkom i hemijska svojstva od ostalih delova sistema i odvojen od njih interfejsom. Jednofazni sistemi se nazivaju homogeni sistemi, iz nekoliko faza – heterogena. Primer homogenog sistema može biti vazduh, koji je mešavina supstanci (azota, kiseonika, itd.) koje se nalaze u istoj gasnoj fazi. Suspenzija krede (čvrsta) u vodi (tečnost) je primjer heterogenog dvofaznog sistema.
Shodno tome, nazivaju se reakcije u kojima su tvari koje djeluju u istoj fazi homogene reakcije. Interakcija supstanci u takvim reakcijama odvija se u cijelom volumenu reakcionog prostora.
Heterogene reakcije uključuju reakcije koje se odvijaju na granici faza. Primjer heterogene reakcije je reakcija cinka (čvrsta faza) s otopinom hlorovodonične kiseline(tečna faza). U heterogenom sistemu, reakcija se uvek dešava na granici između dve faze, jer samo ovde reagujuće supstance koje su u različitim fazama mogu da se sudare jedna sa drugom.
Hemijske reakcije se obično razlikuju po tome molekularnost, one. prema broju molekula uključenih u svaki elementarni čin interakcije . Na osnovu toga razlikuju se reakcije monomolekularne, bimolekularne i trimolekularne.
Monomolekularni nazivaju se reakcije u kojima je elementarni čin hemijska transformacija jednog molekula , Na primjer:
Bimolekularno razmatrano reakcije u kojima se elementarni čin događa kada se dva molekula sudare, na primjer:
AT trimolekularni reakcijama, izvodi se elementarni čin uz istovremeni sudar tri molekula, na primjer:
Sudar više od tri molekula u isto vrijeme je gotovo nevjerovatan, stoga se reakcije veće molekularnosti ne događaju u praksi.
Brzine hemijskih reakcija mogu značajno varirati. Hemijske reakcije se mogu odvijati izuzetno sporo, u cjelini geoloških perioda, kao što su vremenski uslovi stijene, što je transformacija alumosilikata:
K 2 O Al 2 O 3 6SiO 2 + CO 2 + 2H 2 O → K 2 CO 3 + 4SiO 2 + Al 2 O 3 2SiO 2 2H 2 O.
ortoklas - feldspat kalijev kvarc. pijesak kaolinit (glina)
Neke reakcije se odvijaju gotovo trenutno, na primjer, eksplozija crnog baruta, koji je mješavina uglja, sumpora i nitrata:
3C + S + 2KNO 3 = N 2 + 3CO 2 + K 2 S.
Brzina hemijske reakcije je kvantitativna mjera intenziteta njene pojave.
Uglavnom pod brzinom hemijske reakcije razumjeti broj elementarnih reakcija koje se javljaju po jedinici vremena u jedinici reakcionog prostora.
Pošto je za homogene procese reakcioni prostor zapremina reakcione posude, onda
za homogene reakcije sa Brzina hemijske reakcije određena je količinom supstance koja je reagovala u jedinici vremena po jedinici zapremine.
S obzirom na to da količina tvari sadržana u određenom volumenu karakterizira koncentraciju tvari, onda
Brzina reakcije je vrijednost koja pokazuje promjenu molarne koncentracije jedne od tvari u jedinici vremena.
Ako se pri konstantnoj zapremini i temperaturi koncentracija jednog od reaktanata smanji od sa 1 to sa 2 za vremenski period od t 1 to t 2 , tada je, u skladu sa definicijom, brzina reakcije za dati vremenski period (prosječna brzina reakcije) jednaka:
Obično, za homogene reakcije, dimenzija brzine V[mol/l s].
Budući da je za heterogene reakcije reakcijski prostor površine , na kojem se odvija reakcija, tada se za heterogene kemijske reakcije brzina reakcije odnosi na jediničnu površinu površine na kojoj se reakcija odvija. Prema tome, prosječna brzina heterogene reakcije ima oblik:
gdje S je površina na kojoj se reakcija odvija.
Dimenzija brzine za heterogene reakcije je [mol/l s m 2 ].
Brzina hemijske reakcije zavisi od više faktora:
priroda reaktanata;
koncentracije reaktanata;
pritisak (za gasni sistemi);
temperatura sistema;
površina (za heterogene sisteme);
prisustvo katalizatora u sistemu i drugi faktori.
Budući da je svaka kemijska interakcija rezultat sudara čestica, povećanje koncentracije (broja čestica u datom volumenu) dovodi do češćih sudara, a kao rezultat toga, do povećanja brzine reakcije. Ovisnost brzine kemijskih reakcija od molarne koncentracije reaktanata opisana je osnovnim zakonom kemijske kinetike - zakon delujućih masa , koju su 1865. godine formulirali N.N. Beketov, a 1867. godine K.M. Guldberg i P. Waage.
Zakon glumačkih masa glasi: brzina elementarne hemijske reakcije na konstantnoj temperaturi direktno je proporcionalna proizvodu molarne koncentracije reaktanata u snagama jednakim njihovim stehiometrijskim koeficijentima.
Jednačina koja izražava ovisnost brzine reakcije o koncentraciji svake tvari naziva se kinetička jednačina reakcije .
Treba napomenuti da je zakon djelovanja mase u potpunosti primjenjiv samo na najjednostavnije homogene reakcije. Ako se reakcija odvija u nekoliko faza, onda zakon vrijedi za svaku od faza, i brzina složenog hemijskog procesa određena je brzinom najsporije reakcije, tj granična faza cijeli proces.
U opštem slučaju, ako elementarna reakcija uđe istovremeno t molekule supstance ALI i n molekule supstance AT:
mALI + nAT = With,
zatim jednadžba za brzinu reakcije (kinetička jednačina) izgleda kao:
gdje k je koeficijent proporcionalnosti, koji se zove konstanta stope hemijska reakcija; [ ALI ALI; [B] je molarna koncentracija supstance B; m i n su stehiometrijski koeficijenti u jednadžbi reakcije.
Razumjeti fizičko značenje konstante brzine reakcije , moraju se uzeti u gornjim jednadžbama za koncentraciju reaktanata [ ALI] = 1 mol/l i [ AT] = 1 mol/l (ili izjednačiti njihov proizvod s jedinicom), a zatim:
Otuda je jasno da konstanta brzine reakcije k je numerički jednak brzini reakcije u kojoj su koncentracije reaktanata (ili njihovog proizvoda u kinetičkim jednačinama) jednake jedinici.
Konstanta brzine reakcije k zavisi od prirode reaktanata i temperature, ali ne zavisi od vrednosti koncentracije reaktanata.
Za heterogene reakcije, koncentracija čvrste faze nije uključena u izraz za brzinu hemijske reakcije.
Na primjer, u reakciji sinteze metana:
Ako se reakcija odvija u gasnoj fazi, tada promjena tlaka u sistemu ima značajan utjecaj na njegovu brzinu, jer promjena tlaka u plinskoj fazi dovodi do proporcionalne promjene koncentracije. Dakle, povećanje tlaka dovodi do proporcionalnog povećanja koncentracije, a smanjenje tlaka, respektivno, smanjuje koncentraciju plinovitog reaktanta.
Promjena tlaka praktički nema utjecaja na koncentraciju tekućine i čvrste materije(kondenzovano stanje materije) i ne utiče na brzinu reakcija koje se odvijaju u tečnim ili čvrstim fazama.
Hemijske reakcije se odvijaju zbog sudara čestica reagujućih supstanci. Međutim, nije svaki sudar čestica reaktanta efektivno , tj. dovodi do stvaranja produkta reakcije. Samo čestice veće energije aktivne čestice sposoban da izvrši hemijsku reakciju. Sa povećanjem temperature, kinetička energija čestica raste, a broj aktivnih čestica raste, pa se povećava brzina kemijskih procesa.
Utvrđuje se ovisnost brzine reakcije o temperaturi van't Hoffovo pravilo : za svakih 10 0 C porasta temperature, brzina hemijske reakcije se povećava dva do četiri puta.
V 1 je brzina reakcije na početnoj temperaturi sistema t 1 , V 2 je brzina reakcije na konačnoj temperaturi sistema t 2 ,
γ je temperaturni koeficijent reakcije (van't Hoffov koeficijent), jednak 2÷4.
Poznavanje vrijednosti temperaturnog koeficijenta γ omogućava izračunavanje promjene brzine reakcije s povećanjem temperature od T 1 to T 2. U ovom slučaju možete koristiti formulu:
Očigledno, kako temperatura raste, aritmetička progresija brzina reakcije raste sa geometrijska progresija. Utjecaj temperature na brzinu reakcije je veći više vrijednosti temperaturni koeficijent reakcije g.
Treba napomenuti da je Van't Hoffovo pravilo približno i da je primjenjivo samo za približnu procjenu uticaja malih temperaturnih promjena na brzinu reakcije.
Može se obezbijediti energija potrebna za nastavak reakcija raznih uticaja(toplina, svjetlost, struja, lasersko zračenje, plazma, radioaktivno zračenje, visokog pritiska itd.).
Reakcije se mogu svrstati u termalni, fotohemijski, elektrohemijski, radijaciono-hemijski itd. Uz sve ove utjecaje, povećava se udio aktivnih molekula koji imaju energiju jednaku ili veću od minimalna energija potrebna za ovu interakciju E min.
Kada se aktivne molekule sudare, dolazi do tzv aktivirani kompleks , unutar kojeg se odvija preraspodjela atoma.
Energija potrebna za povećanje prosječne energije molekula reagujućih tvari do energije aktiviranog kompleksa naziva se energija aktivacije Ea.
Energija aktivacije se može smatrati nekom dodatnom energijom koju molekuli reaktanta moraju steći da bi savladali određeni energetska barijera . Dakle, E a ra na razlici između prosječne energije reagujućih čestica E ref i energija aktiviranog kompleksa E min. Energija aktivacije određena je prirodom reaktanata. Značenje E a kreće se od 0 do 400 kJ. Ako vrijednost E a prelazi 150 kJ, tada se takve reakcije praktički ne odvijaju na temperaturama blizu standardnih.
Promjena energije sistema tokom reakcije može se grafički prikazati korištenjem sljedećeg energetskog dijagrama (slika 6.1).
|
Rice. 6.1. Energetski dijagram egzotermne reakcije:
E ref je prosječna energija početnih supstanci; E prod je prosječna energija produkta reakcije; E min je energija aktiviranog kompleksa; E akt - energija aktivacije; ΔH p - toplotni efekat hemijske reakcije
Iz energetskog dijagrama se može vidjeti da će razlika između energetskih vrijednosti produkta reakcije i energije polaznih tvari biti toplinski učinak reakcije.
E prod. – E ref. \u003d ΔH str.
Prema Arrheniusova jednačina,što je veća vrijednost energije aktivacije E djelovanje, to je veća konstanta brzine kemijske reakcije k zavisno od temperature:
E- energija aktivacije (J/mol),
R je univerzalna plinska konstanta,
T je temperatura u K,
ALI- Arrhenius konstanta,
e\u003d 2,718 - baza prirodnih logaritama.
Katalizatori- To su tvari koje povećavaju brzinu kemijske reakcije. Oni stupaju u interakciju s reagensima i formiraju međuprodukte hemijsko jedinjenje i oslobađaju se na kraju reakcije. Učinak koji katalizatori imaju na kemijske reakcije naziva se kataliza.
Na primjer, mješavina aluminijskog praha i kristalnog joda na sobnoj temperaturi ne pokazuje vidljive znakove interakcije, ali je dovoljna kap vode da izazove burnu reakciju:
Razlikovati homogena kataliza (katalizator formira homogeni sistem sa reaktantima, npr. gasna mešavina) i heterogena kataliza (katalizator i reaktanti su u različitim fazama i katalitički proces se odvija na granici).
Objasniti mehanizam homogene katalize najrasprostranjeniji primljeno srednja teorija (predložio ga je francuski istraživač Sabatier i razvio u radovima ruskog naučnika N.D. Zelinskog). Prema ovoj teoriji, spor proces, kao što je reakcija:
u prisustvu katalizatora, odvija se brzo, ali u dvije faze. U prvoj fazi procesa formira se međuspoj jednog od reaktanata sa katalizatorom. A…mačka.
prva faza:
A + kat = A.∙. mačka.
Rezultirajuće jedinjenje u drugoj fazi formira aktivirani kompleks sa drugim reagensom [ A.∙.kat.∙.B], koji se pretvara u konačni proizvod AB sa regeneracijom katalizatora kat.
druga faza:
A.∙.kat + B = = AB + kat.
Međuinterakcija katalizatora sa reagensima usmjerava proces na novi način, koju karakterizira niža energetska barijera. dakle, mehanizam djelovanja katalizatora povezan je sa smanjenjem energije aktivacije reakcije zbog stvaranja međuspojnih spojeva.
Primjer je spora reakcija:
2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3 polako.
U industrijskoj azotnoj metodi za proizvodnju sumporne kiseline, dušikov oksid (II) se koristi kao katalizator, koji značajno ubrzava reakciju:
Heterogena kataliza se široko koristi u procesima prerade nafte. Katalizatori su platina, nikl, aluminijum oksid, itd. Hidrogenacija biljno ulje radi na nikalnom katalizatoru (nikl na dijatomejskoj zemlji) itd.
Primjer heterogene katalize je oksidacija SO 2 u SO 3 na V 2 O 5 katalizatoru u proizvodnji sumporne kiseline kontaktnom metodom.
Tvari koje povećavaju aktivnost katalizatora nazivaju se promoteri (ili aktivatora). U ovom slučaju, sami promotori možda nemaju katalitička svojstva.
Katalitički otrovi - strane materije u reakcijskoj smjesi, što dovodi do djelomičnog ili potpunog gubitka aktivnosti katalizatora. Dakle, tragovi fosfora i arsena uzrokuju brz gubitak aktivnost katalizatora V 2 O 5 u oksidaciji SO 2 u SO 3.
Mnoge od najvažnijih hemijskih industrija, kao što su proizvodnja sumporne kiseline, amonijaka, azotne kiseline, sintetičke gume, niza polimera, itd., odvijaju se uz prisustvo katalizatora.
Biohemijske reakcije u biljnim i životinjskim organizmima se ubrzavaju biohemijski katalizatori – enzimi.
Sharp moguće je usporiti tok nepoželjnih hemijskih procesa dodavanjem posebnih supstanci u reakcioni medij - inhibitori. Na primjer, da bi se usporili neželjeni procesi korozijskog razaranja metala, široko se koriste različite metode. inhibitori korozije metala .
6.1.1. Pitanja za samokontrolu teorijskog znanja
na temu "Kemijska kinetika"
1. Šta proučava hemijska kinetika?
2. Šta se obično podrazumijeva pod pojmom "reagensi"?
3. Šta se obično podrazumijeva pod pojmom "proizvodi reakcije"?
4. Kako se u hemijskim reakcijama označavaju reverzibilni procesi?
5. Šta se obično podrazumijeva pod pojmom "aktivirani kompleks"?
6. Šta je elementarna reakcija?
7. Koje reakcije se smatraju složenim?
8. Koja faza reakcija se naziva granična faza?
9. Definirajte pojam "faze"?
10. Koji se sistemi smatraju homogenim?
11. Koji se sistemi smatraju heterogenim?
12. Navedite primjere homogenih sistema.
13. Navedite primjere heterogenih sistema.
14. Šta se smatra "molekularnošću" reakcije?
15. Šta se podrazumijeva pod pojmom "brzina hemijske reakcije"?
16. Navedite primjere brzih i sporih reakcija.
17. Šta se podrazumijeva pod pojmom "brzina homogene hemijske reakcije"?
18. Šta se podrazumijeva pod pojmom "brzina heterogene hemijske reakcije"?
19. Koji faktori određuju brzinu hemijske reakcije?
20. Formulirajte osnovni zakon hemijske kinetike.
21. Koja je konstanta brzine hemijskih reakcija?
22. Od kojih faktora zavisi konstanta brzine hemijskih reakcija?
23. Koncentracija kojih supstanci nije uključena u kinetičku jednačinu hemijskih reakcija?
24. Kako brzina hemijske reakcije zavisi od pritiska?
25. Kako brzina hemijske reakcije zavisi od temperature?
26. Kako je formulirano Van't Hoffovo pravilo?
27. Šta je "temperaturni koeficijent hemijske reakcije"?
28. Definirajte pojam "aktivacijska energija".
29. Dajte definiciju pojma "katalizator hemijske reakcije"?
30. Šta je homogena kataliza?
31. Šta je heterogena kataliza?
32. Kako se objašnjava mehanizam djelovanja katalizatora u homogenoj katalizi?
33. Navedite primjere katalitičkih reakcija.
34. Šta su enzimi?
35. Šta su promoteri?
6.1.2. Primjeri rješavanja tipičnih problema
na temu "Kemijska kinetika"
Primjer 1. Brzina reakcije ovisi o površini kontakta reaktanata:
1) sumporna kiselina sa rastvorom barijum hlorida,
2) sagorevanje vodonika u hloru,
3) sumporna kiselina sa rastvorom kalijum hidroksida,
4) sagorevanje gvožđa u kiseoniku.
Brzina heterogenih reakcija zavisi od površine kontakta reagujućih supstanci. Među gore navedenim reakcijama, heterogena reakcija, tj. koju karakteriše prisustvo različitih faza, je reakcija sagorevanja gvožđa (čvrsta faza) u kiseoniku (gasna faza).
Odgovori. 3.
Primjer 2 Kako će se promijeniti brzina reakcije?
2H 2 (g) + O 2 (G) \u003d 2H 2 O (g)
kada se koncentracija polaznih supstanci udvostruči?
Napišimo kinetičku jednadžbu reakcije koja utvrđuje ovisnost brzine reakcije o koncentraciji reaktanata:
V 1 = k [H 2 ] 2 [O 2 ].
Ako se koncentracije početnih supstanci povećaju za 2 puta, kinetička jednadžba će poprimiti oblik:
V 2 = k (2 [H 2 ]) 2 2 [O 2 ] = 8 k [H 2 ] 2 [O 2 ], tj.
Sa povećanjem koncentracije polaznih supstanci za faktor dva, brzina ove reakcije se povećala za faktor 8.
Odgovori. osam.
Primjer 3 Kako će se promijeniti brzina reakcije ako se ukupni pritisak u sistemu CH 4 (G) + 2O 2 (G) \u003d CO 2 (G) + 2H 2 O (G) smanji za 5 puta?
U skladu s kinetičkom jednadžbom reakcije, brzina ove reakcije će biti određena:
V 1 = k[CH 4] [O 2] 2.
Ako se pritisak smanji za faktor pet, koncentracija svake od gasovitih supstanci će se takođe smanjiti za faktor pet. Kinetička jednačina reakcije pod ovim uslovima će biti sljedeća:
može se utvrditi da se brzina reakcije smanjila za 125 puta.
Odgovori. 125.
Primjer 4 Kako će se promijeniti brzina reakcije koju karakterizira temperaturni koeficijent reakcije 3 ako temperatura u sistemu poraste sa 20 na 60°C?
Odluka. Prema van't Hoffovom pravilu
Sa povećanjem temperature za 40 0 C, brzina ove reakcije se povećala za 81 puta
Odgovori. 81.
6.1.3. Pitanja i vježbe za samopripremu
Brzina hemijskih reakcija
1. U zavisnosti od fizičkog stanja reaktanata, hemijske reakcije se dele na:
1) egzotermne i endotermne,
2) reverzibilni i nepovratni,
3) katalitičke i nekatalitičke,
4) homogene i heterogene.
2. Navedite broj ili zbir uslovnih brojeva pod kojima su date homogene reakcije:
3. Navedite broj ili zbir uslovnih brojeva, pod kojima su dati izrazi koji se mogu koristiti za izračunavanje brzine homogene reakcije:
4. Jedinica za mjerenje brzine homogene reakcije može biti:
1) mol/l s,
3) mol/l ,
4) l/mol s.
5. Navedite broj ili zbir uslovnih brojeva pod kojima su dati pošteni izrazi. Tokom homogene reakcije
ALI + 2B® 2 C + D:
1) koncentracija ALI i AT se smanjuju
2) koncentracija With raste brže od koncentracije D,
4) koncentracija AT opada brže od koncentracije ALI,
8) brzina reakcije ostaje konstantna.
6. Kojim brojem je prikazana linija koja ispravno odražava promjenu u vremenu koncentracije tvari nastale u reakciji:
|
|
|
|
|
|
|
|
7. Promjena u vremenu koncentracije polazne tvari u reakciji koja teče do kraja, u pravu kriva opisuje:
|
|
|
|
|
|
9. Navedite broj ili zbir uslovnih brojeva pod kojima su date reakcije, čija brzina ne zavisi na koju supstancu se računa?
10. Navedite broj ili zbir uslovnih brojeva, pod kojima su dati faktori koji utiču na brzinu reakcije:
1) priroda reaktanata,
2) koncentracija reaktanata,
4) temperatura reakcionog sistema,
8) prisustvo katalizatora u reakcionom sistemu.
11. Osnovni zakon hemijske kinetike utvrđuje zavisnost brzine reakcije od:
1) temperature reaktanata,
2) koncentracije reaktanata,
3) prirodu reaktanata,
4) vrijeme reakcije.
12. Navedite broj ili zbir uslovnih brojeva pod kojima su dati tačni iskazi. Kemijska kinetika:
1) odsjek fizike,
2) proučava brzinu hemijske reakcije,
4) koristi zakon masovne akcije,
8) proučava zavisnost brzine reakcija od uslova njihovog nastanka.
13. Ya.Kh. Van't Hoff:
1) prvi laureat nobelova nagrada u hemiji,
2) proučavao zavisnost brzine reakcije od temperature,
4) proučavao ovisnost brzine reakcije od koncentracije tvari,
8) formulisao zakon masovne akcije.
14. Pod istim uslovima, reakcija se odvija brže:
1) Ca + H 2 O ®
3) Mg + H 2 O ®
4) Zn + H 2 O ®
15. Brzina evolucije vodika je najveća u reakciji:
1) Zn + HCl (5% rastvor) ®
2) Zn + HCl (10% rastvor) ®
3) Zn + HCl (15% rastvor)®
4) Zn + HCl (30% rastvor)®
16. Koncentracija reaktanata ne utiče na brzinu reakcije, ako se ova tvar u reakciji uzme u:
1) čvrsto stanje,
2) gasovito stanje,
3) rastvoreno stanje.
17. Izračunaj prosječna brzina reakcija A + B = C (mol / l × s), ako se zna da je početna koncentracija A bila 0,8 mol / l, a nakon 10 sekundi postala je 0,6 mol / l.
1) 0,2, 2) 0,01, 3) 0,1, 4) 0,02.
18. Za koliko su mol/l smanjene koncentracije tvari A i B u reakciji A + 2B® 3 C ako se zna da je u isto vrijeme koncentracija With povećan za 4,5 mol/l?
D With A D With B
19. Izračunajte prosječnu brzinu reakcije 2CO + O 2 ® 2CO 2 (mol / l × s), ako je poznato da je početna koncentracija CO bila 0,60 mol / l, a nakon 10 sekundi postala 0,15 mol / l. Za koliko se mol/l promijenila koncentracija CO 2 u tom vremenskom periodu?
3) 0,045; 0,045,
20. Za koliko stepeni treba zagrijati sistem da se brzina reakcije koja se u njemu odvija poveća za 2-4 puta?
1) 150, 2) 10, 3) 200, 4) 50.
21. Brzina reakcije na 20°C je 0,2 mol/l×s. Odredite brzinu reakcije na 60°C (mol/l×s) ako je temperaturni koeficijent brzine reakcije 3.
1) 16,2, 2) 32,4, 3) 8,1, 4) 4,05.
22. Empirijska zavisnost brzine reakcije od temperature u pravu odražava jednačinu:
23. Brzina reakcije na 20°C je 0,08 mol/l×s. Izračunajte brzinu reakcije na 0°C (mol/l×s) ako je temperaturni koeficijent brzine reakcije 2.
1) 0,16, 2) 0,04, 3) 0,02, 4) 0,002.
24. Koliko puta će se povećati brzina reakcije sa povećanjem temperature za 40 °C, ako je temperaturni koeficijent brzine reakcije 3?
1) 64, 2) 243, 3) 81, 4) 27.
25. Za koliko stepeni treba povisiti temperaturu da se brzina reakcije poveća za 64 puta ako je temperaturni koeficijent brzine reakcije 4?
1) 60, 2) 81, 3) 27, 4) 30.
26. Izračunajte temperaturni koeficijent brzine reakcije, ako je poznato da kada temperatura poraste za 50 °C, brzina reakcije raste 32 puta.
1) 3, 2) 2, 3) 4, 4) 2,5.
27. Razlog povećanja brzine reakcije sa povećanjem temperature je povećanje:
1) brzina kretanja molekula,
2) broj sudara između molekula,
3) proporcije aktivnih molekula,
4) stabilnost molekula produkta reakcije.
28. Navedite broj ili zbir uslovnih brojeva, pod kojima su date reakcije, za koje je MnO 2 katalizator:
1) 2KClO 3 ® 2KCl + 3O 2,
2) 2Al + 3I 2 ® 2AlI 3 ,
4) 2H 2 O 2 ® 2H 2 O + O 2,
8) 2SO 2 + O 2 ® 2SO 3.
29. Navedite broj ili količinu uslovnih brojeva pod kojima su dati tačni odgovori. Uz pomoć katalitičkih reakcija u industriji se dobijaju:
1) hlorovodonična kiselina,
2) sumporna kiselina,
4) amonijak,
8) azotna kiselina.
30. Navedite broj ili količinu uslovnih brojeva pod kojima su dati tačni odgovori. katalizator:
1) učestvuje u reakciji,
2) koristi se samo u čvrstom stanju,
4) se ne konzumira tokom reakcije,
8) u svom sastavu obavezno sadrži atom metala.
31. Navedite broj ili količinu uslovnih brojeva pod kojima su dati tačni odgovori. Kao katalizatori se koriste:
32. Supstance koje smanjuju aktivnost katalizatora nazivaju se:
1) promoteri,
2) regeneratori,
3) inhibitori,
4) katalitički otrovi.
33. Katalitički nije reakcija:
1) (C 6 H 10 O 5) n + n H2O® n C6H12O6,
celuloza
2) 2SO 2 + O 2 ® 2SO 3,
3) 3H 2 + N 2 ® 2NH 3,
4) NH 3 + HCl ® NH 4 Cl.
34. Pod kojim brojem je data jednadžba homogene katalize:
35. Mehanizam djelovanja katalizatora ispravno odražava tvrdnju. katalizator:
1) povećanje kinetička energija početnih čestica, povećava broj njihovih sudara,
2) formira sa polaznim supstancama međuspojna jedinjenja koja se lako pretvaraju u konačne supstance,
3) bez interakcije sa polaznim supstancama, usmjerava reakciju novim putem,
4) smanjenjem kinetičke energije početnih čestica, povećava se broj njihovih sudara.
36. Uloga promotera u katalitičkoj reakciji je da:
1) smanjuje aktivnost katalizatora,
2) povećava aktivnost katalizatora,
3) pokreće reakciju u željenom pravcu,
4) štiti katalizator od katalitičkih otrova.
37. Enzimi:
1) biološki katalizatori,
2) imaju proteinsku prirodu,
4) se ne razlikuju u specifičnosti radnje,
8) ubrzavaju biohemijske procese u živim organizmima.
38. Reakcija je heterogena:
39. Navedite broj ili količinu uslovnih brojeva pod kojima su dati tačni odgovori. Da biste povećali brzinu sagorevanja uglja: C + O 2 ® CO 2, morate:
1) povećati koncentraciju O 2,
2) povećati koncentraciju uglja,
4) melje ugalj,
8) povećati koncentraciju ugljičnog dioksida.
40. Ako se reaktant A uzme u reakciju: A t + X gas ® u čvrstom stanju, tada na brzinu reakcije utiče:
1) koncentracija A,
2) površina kontakta A sa X,
4) molarna masa A,
8) koncentracija supstance X.
41. Dimenzija brzine heterogene reakcije je:
1) mol / l, 2) mol / cm 3 × s,
3) mol / l × s 4) mol / cm 2 × s.
42. Navedite broj ili količinu uslovnih brojeva pod kojima su dati tačni odgovori. Koristi se princip fluidiziranog sloja:
1) za povećanje kontaktne površine reagensa,
2) prilikom ispaljivanja pirita,
4) prilikom katalitičkog krekinga naftnih derivata,
8) da se regeneriše aktivnost katalizatora.
43. zadnje
1) Na + H 2 O ® 2) Ca + H 2 O ®
3) K + H 2 O ® 4) Mg + H 2 O ®
44. Na grafikonu su prikazani energetski dijagrami nekatalitičke i katalitičke reakcije razgradnje vodonik-joda. Promjena energije aktivacije odražava energetski segment:
1) b, 2) c, 3) d, 4) b–c.
45. najveći energija aktivacije je reakcija opisana shemom:
1) AgNO 3 + KCl ® AgCl + KNO 3,
2) BaCl 2 + K 2 SO 4 ® BaSO 4 + 2KCl,
3) 2Na + 2H 2 O ® 2NaOH + 2H 2,
6.2. hemijska ravnoteža.
Uz praktično nepovratne hemijske reakcije:
SaCl 2 + 2AgNO 3 \u003d Ca (NO 3) 2 + 2AgCl ↓ i drugi.
Poznati su brojni procesi kada hemijska transformacija ne dođe do kraja, ali se javlja ravnotežna mešavina svih učesnika i produkta reakcije, koji se nalaze i na levoj i na desnoj strani stehiometrijske jednačine reakcije. Dakle, pod standardnim uslovima, sistem je reverzibilan:
Razmotrite karakteristike toka reverzibilnih procesa na primjeru sistema koji općenito ima oblik:
Pod uslovom da se direktna → i obrnuta ← reakcija odvijaju u jednoj fazi, prema zakonu dejstva mase, vrednosti brzina za direktnu ( V ravno) i obrnuto ( V arr) reakcije su opisane sljedećim kinetičkim jednadžbama:
gdje k ravno i k arr - konstante brzine direktnih i reverznih reakcija.
U početnom trenutku vremena (vidi sliku 6.2), koncentracije početnih supstanci [A] i [B], a samim tim i brzina direktne reakcije, imaju maksimalnu vrijednost. Koncentracije produkta reakcije [C] i [D] i brzina reverzne reakcije u početnom trenutku jednake su nuli. U toku reakcije, koncentracije reaktanata se smanjuju, što dovodi do smanjenja brzine napredne reakcije. Povećavaju se koncentracije produkta reakcije, a samim tim i brzina obrnute reakcije. Konačno, dolazi do tačke u kojoj brzine reakcije naprijed i nazad postaju jednake.
Stanje sistema u kojem V ravno = V arr pozvao hemijska ravnoteža. Ova ravnoteža je dinamičan , budući da se u sistemu odvija dvosmjerna reakcija - u direktnoj ( A i B- reagensi, C i D– proizvodi) i obrnuto ( A i B– proizvodi, C i D– reagensi) uputstva.
V arr.
Vrijeme reakcije
Rice. 6.2. Ovisnost brzina naprijed i obrnuto
od trenutka njihovog nastanka.
U reverzibilnom sistemu u ravnoteži nazivaju se koncentracije svih učesnika u procesu ravnotežne koncentracije, budući da istovremeno stalno i sa iste brzine dešavaju se i prednje i reverzne reakcije.
Kvantitativna karakteristika hemijske ravnoteže može se izvesti korišćenjem odgovarajućeg kinetičke jednačine :
Budući da su konstante brzine reakcija na fiksnoj temperaturi konstantne, omjer će također biti konstantan
pozvao konstanta hemijske ravnoteže. Izjednačavanjem pravih dijelova kinetičke jednadžbe za direktnu i obrnutu reakciju možemo dobiti:
gdje K p je konstanta hemijske ravnoteže izražena u terminima ravnotežnih koncentracija učesnika u reakciji.
Konstanta kemijske ravnoteže je omjer proizvoda ravnotežnih koncentracija produkta reakcije i proizvoda ravnotežnih koncentracija polaznih materijala u stepenu njihovih stehiometrijskih koeficijenata.
Na primjer, za reverzibilnu reakciju
izrazi za konstantu ravnoteže imaju oblik:
Ako su dvije ili više faza uključene u proces kemijske transformacije, tada izraz za konstantu ravnoteže treba uzeti u obzir samo one faze u kojima dolazi do promjena u koncentracijama reagensa. Na primjer, u izrazu za konstantu ravnoteže za sistem
ukupan broj molova gasovitih materija pre i posle reakcije ostaje konstantan i pritisak u sistemu se ne menja. Ravnoteža u ovom sistemu se ne menja sa pritiskom.
Utjecaj promjene temperature na promjenu kemijske ravnoteže.
U svakoj reverzibilnoj reakciji jedan od smjerova odgovara egzotermnom procesu, a drugi endotermnom. Dakle, u reakciji sinteze amonijaka, prednja reakcija je egzotermna, a reverzna reakcija je endotermna.
1) koncentracije H 2 , N 2 i NH 3 se ne mijenjaju s vremenom,
3) broj molekula NH 3 koji se raspadaju u jedinici vremena jednak je polovini ukupnog broja molekula H 2 i N 2 nastalih za to vrijeme,
4) ukupan broj Molekuli H 2 i N 2 pretvoreni u NH 3 u jedinici vremena jednaki su broju molekula NH 3 nastalih za isto vrijeme.
49. Navedite broj ili zbir uslovnih brojeva pod kojima su dati tačni odgovori. Hemijska ravnoteža u sistemu: 2SO 2 + O 2 2SO 3 ∆N ˂0 će narušiti:
1) smanjenje pritiska u sistemu,
2) grijanje,
4) povećanje koncentracije kiseonika.
50. Navedite broj ili zbir uslovnih brojeva pod kojima su dati tačni odgovori. Za pomicanje ravnoteže u sistemu N 2 + 3H 2 2NH 3 ∆N ˂0 ulijevo, potrebno je:
1) unesite H 2 u sistem,
2) ukloniti NH 3 iz sistema,
4) povećati pritisak,
8) povećati temperaturu.
51. Za pomicanje ravnoteže reakcije 2SO 2 + O 2 2SO 3 ∆N ˂0 udesno, potrebno je:
1) zagrijati sistem,
2) uvesti O 2 u sistem,
4) unesite SO 3 u sistem,
8) smanjiti pritisak u sistemu.
52. Pravilo (princip) Le Chateliera ne odgovara izjava:
1) povećanje temperature pomera ravnotežu ka endotermnoj reakciji;
2) snižavanje temperature pomera ravnotežu ka egzotermnoj reakciji;
3) povećanje pritiska pomera ravnotežu ka reakciji koja dovodi do povećanja zapremine;
N 2 + O 2 ∆N ˂0,2H 2 O (para), 2NH 3 kat. 3H2+N2. b,
2) k 1 H = k 2 2 ,
67. O konstanti ravnoteže ( Kp) utiče na:
1) pritisak,
2) temperatura,
3) koncentracija,
4) katalizator.