Matière première solide. Matières premières et méthodes expérimentales

27.09.2019

Classification des réactions chimiques selon le nombre et la composition des substances initiales et résultantes

Selon cette classification, les réactions chimiques sont divisées en réactions de connexion, de décomposition, de substitution et d'échange.

Par conséquent réactions composéesà partir de deux ou plusieurs substances (complexes ou simples), une nouvelle substance est formée. DANS vue générale L’équation d’une telle réaction chimique ressemblera à ceci :

Par exemple:

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

2Mg + O2 = 2MgO.

2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3

Les réactions du composé sont dans la plupart des cas exothermiques, c'est-à-dire procéder au dégagement de chaleur. Si la réaction implique substances simples, alors ces réactions sont le plus souvent des réactions redox (ORR), c'est-à-dire se produisent avec des changements dans les états d’oxydation des éléments. Il est impossible de dire sans ambiguïté si la réaction d'un composé entre des substances complexes sera classée comme ORR.

Les réactions qui aboutissent à la formation de plusieurs autres substances nouvelles (complexes ou simples) à partir d'une substance complexe sont classées comme suit : réactions de décomposition. En général, l’équation de la réaction chimique de décomposition ressemblera à ceci :

Par exemple:

CaCO 3 CaO + CO 2 (1)

2H 2 O = 2H 2 + O 2 (2)

CuSO 4 × 5H 2 O = CuSO 4 + 5H 2 O (3)

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O (4)

H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O (5)

2SO 3 =2SO 2 + O 2 (6)

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 +4H 2 O (7)

La plupart des réactions de décomposition se produisent lorsqu'elles sont chauffées (1,4,5). Décomposition possible sous l'influence du courant électrique (2). La décomposition des hydrates cristallins, des acides, des bases et des sels d'acides contenant de l'oxygène (1, 3, 4, 5, 7) se produit sans modifier les états d'oxydation des éléments, c'est-à-dire ces réactions ne sont pas liées à l'ODD. Les réactions de décomposition ORR comprennent la décomposition des oxydes, des acides et des sels formés par les éléments de diplômes supérieurs oxydation (6).

Des réactions de décomposition se produisent également dans chimie organique, mais sous d'autres noms - craquage (8), déshydrogénation (9) :

C 18 H 38 = C 9 H 18 + C 9 H 20 (8)

C 4 H 10 = C 4 H 6 + 2H 2 (9)

À réactions de substitution une substance simple interagit avec une substance complexe, formant une nouvelle substance simple et une nouvelle substance complexe. En général, l’équation d’une réaction de substitution chimique ressemblera à ceci :

Par exemple:

2Al + Fe 2 O 3 = 2Fe + Al 2 O 3 (1)

Zn + 2HCl = ZnСl 2 + H 2 (2)

2KBr + Cl 2 = 2KCl + Br 2 (3)

2КlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Сl 2 (4)

CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2 (5)

Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 = 3СаSiO 3 + P 2 O 5 (6)

CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl (7)

La plupart des réactions de substitution sont redox (1 – 4, 7). Les exemples de réactions de décomposition dans lesquelles aucun changement des états d'oxydation ne se produit sont rares (5, 6).

Échange de réactions sont des réactions qui se produisent entre des substances complexes dans lesquelles elles échangent leurs composants. Généralement, ce terme est utilisé pour les réactions impliquant des ions en solution aqueuse. En général, l’équation d’une réaction d’échange chimique ressemblera à ceci :

AB + CD = AD + CB

Par exemple:

CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O (1)

NaOH + HCl = NaCl + H 2 O (2)

NaHCO 3 + HCl = NaCl + H 2 O + CO 2 (3)

AgNO 3 + KBr = AgBr ↓ + KNO 3 (4)

CrCl 3 + ZNaON = Cr(OH) 3 ↓+ ZNaCl (5)

Les réactions d'échange ne sont pas redox. Cas particulier ces réactions d'échange sont des réactions de neutralisation (réactions entre acides et alcalis) (2). Les réactions d'échange se déroulent dans le sens où au moins une des substances est éliminée de la sphère réactionnelle sous forme d'une substance gazeuse (3), d'un précipité (4, 5) ou d'un composé peu dissociable, le plus souvent de l'eau (1, 2 ).

Classification des réactions chimiques selon les changements d'états d'oxydation

En fonction de l'évolution des états d'oxydation des éléments qui composent les réactifs et les produits de réaction, toutes les réactions chimiques sont divisées en réactions redox (1, 2) et celles se produisant sans changement d'état d'oxydation (3, 4).

2Mg + CO 2 = 2MgO + C (1)

Mg 0 – 2e = Mg 2+ (agent réducteur)

C 4+ + 4e = C 0 (agent oxydant)

FeS 2 + 8HNO 3 (conc) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O (2)

Fe 2+ -e = Fe 3+ (agent réducteur)

N 5+ +3e = N 2+ (agent oxydant)

AgNO 3 +HCl = AgCl ↓ + HNO 3 (3)

Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 ↓ + H 2 O (4)

Classification des réactions chimiques par effet thermique

Selon que la chaleur (énergie) est libérée ou absorbée pendant la réaction, toutes les réactions chimiques sont classiquement divisées en exothermiques (1, 2) et endothermiques (3), respectivement. La quantité de chaleur (énergie) libérée ou absorbée au cours d’une réaction est appelée effet thermique de la réaction. Si l'équation indique la quantité de chaleur libérée ou absorbée, alors ces équations sont appelées thermochimiques.

N 2 + 3H 2 = 2NH 3 +46,2 kJ (1)

2Mg + O2 = 2MgO + 602,5 kJ (2)

N 2 + O 2 = 2NO – 90,4 kJ (3)

Classification des réactions chimiques selon le sens de la réaction

En fonction du sens de la réaction, on distingue les réversibles (procédés chimiques dont les produits sont capables de réagir entre eux dans les mêmes conditions dans lesquelles ils ont été obtenus pour former les substances de départ) et les irréversibles (procédés chimiques dont les produits ne sont pas capables de réagir entre eux pour former les substances de départ).

Pour les réactions réversibles, l'équation sous forme générale s'écrit généralement comme suit :

A + B ↔ AB

Par exemple:

CH 3 COOH + C 2 H 5 OH ↔ H 3 COOC 2 H 5 + H 2 O

Des exemples de réactions irréversibles comprennent les réactions suivantes :

2КlО 3 → 2Кl + ЗО 2

C 6 H 12 O 6 + 6O 2 → 6CO 2 + 6H 2 O

La preuve de l'irréversibilité d'une réaction peut être la libération d'une substance gazeuse, d'un précipité ou d'un composé peu dissociable, le plus souvent de l'eau, comme produits de réaction.

Classification des réactions chimiques selon la présence d'un catalyseur

De ce point de vue, on distingue les réactions catalytiques et non catalytiques.

Un catalyseur est une substance qui accélère la progression d’une réaction chimique. Les réactions qui se produisent avec la participation de catalyseurs sont appelées catalytiques. Certaines réactions ne peuvent avoir lieu sans la présence d’un catalyseur :

2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (catalyseur MnO 2)

Souvent, l'un des produits de réaction sert de catalyseur qui accélère cette réaction (réactions autocatalytiques) :

MeO+ 2HF = MeF 2 + H 2 O, où Me est un métal.

Exemples de résolution de problèmes

EXEMPLE 1

DANS science moderne faire la distinction entre les produits chimiques et réactions nucléaires, résultant de l'interaction de substances de départ, généralement appelées réactifs. En conséquence, d'autres produits chimiques, qui sont appelés produits. Toutes les interactions se produisent sous certaines conditions (température, rayonnement, présence de catalyseurs, etc.). Les noyaux des atomes des réactifs des réactions chimiques ne changent pas. Les transformations nucléaires produisent de nouveaux noyaux et particules. Il y en a plusieurs divers signes, qui déterminent les types de réactions chimiques.

La classification peut être basée sur le nombre de substances initiales et résultantes. Dans ce cas, tous les types de réactions chimiques sont divisés en cinq groupes :

Décompositions (plusieurs nouvelles sont obtenues à partir d'une substance), par exemple, décomposition lorsqu'elle est chauffée en chlorure de potassium et oxygène : KCLO3 → 2KCL + 3O2.
Composés (deux ou plusieurs composés en forment un nouveau), interagissant avec l'eau, l'oxyde de calcium se transforme en hydroxyde de calcium : H2O + CaO → Ca(OH)2 ;
Substitution (le nombre de produits est égal au nombre de substances de départ dans lesquelles un composant est remplacé par un autre), le fer dans le sulfate de cuivre, remplaçant le cuivre, forme du sulfate fer ferreux: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu.
Double échange (les molécules de deux substances échangent les parties qui les quittent), les métaux entrent et échangent des anions, formant de l'iodure d'argent précipité et du nitrate de cadium : KI + AgNO3 → AgI↓ + KNO3.
Transformation polymorphe (une substance passe d'une forme cristalline à une autre), lorsqu'elle est chauffée, l'iodure de couleur se transforme en iodure de mercure jaune: HgI2 (rouge) ↔ HgI2 (jaune).

Si les transformations chimiques sont considérées sur la base de changements dans l'état d'oxydation des éléments dans les substances en réaction, alors les types de réactions chimiques peuvent être divisés en groupes :

Avec un changement dans le degré d'oxydation - réactions redox (ORR). A titre d'exemple, on peut considérer l'interaction du fer avec l'acide chlorhydrique : Fe + HCL → FeCl2 + H2, de ce fait, l'état d'oxydation du fer (un agent réducteur qui donne des électrons) est passé de 0 à -2, et de l'hydrogène (un agent oxydant qui accepte les électrons) de +1 à 0 .
Sans changer l'état d'oxydation (c'est-à-dire pas ORR). Par exemple, la réaction acido-basique du bromure d'hydrogène avec l'hydroxyde de sodium : HBr + NaOH → NaBr + H2O, à la suite de telles réactions, du sel et de l'eau se forment et les états d'oxydation éléments chimiques inclus dans les substances de départ ne changent pas.

Si nous considérons le débit dans les sens aller et retour, alors tous les types de réactions chimiques peuvent également être divisés en deux groupes :

Réversible - ceux qui s'écoulent simultanément dans deux directions. La plupart des réactions sont réversibles. Un exemple est la dissolution du dioxyde de carbone dans l'eau avec formation de particules instables. acide carbonique, qui se décompose en substances de départ : H2O + CO2 ↔ H2CO3.
Irréversible - écoulement uniquement vers l'avant, après consommation complète de l'une des substances de départ, ils sont terminés, après quoi seuls les produits et la substance de départ pris en excès sont présents. Généralement, l'un des produits est soit une substance insoluble précipitée, soit un gaz libéré. Par exemple, lors de l'interaction de l'acide sulfurique et du chlorure de baryum : H2SO4 + BaCl2 + → BaSO4↓ + 2HCl, un précipité insoluble

Les types de réactions chimiques en chimie organique peuvent être divisés en quatre groupes :

Substitution (un atome ou un groupe d'atomes est remplacé par d'autres), par exemple, lorsque le chloroéthane réagit avec l'hydroxyde de sodium, de l'éthanol et du chlorure de sodium se forment : C2H5Cl + NaOH → C2H5OH + NaCl, c'est-à-dire que l'atome de chlore est remplacé par un hydrogène. atome.
Addition (deux molécules réagissent et n'en forment qu'une), par exemple, le brome s'ajoute au site de rupture de la double liaison dans la molécule d'éthylène : Br2 + CH2=CH2 → BrCH2-CH2Br.
Élimination (une molécule se décompose en deux ou plusieurs molécules), par exemple, dans certaines conditions, l'éthanol se décompose en éthylène et eau : C2H5OH → CH2=CH2 + H2O.
Réarrangement (isomérisation, lorsqu'une molécule se transforme en une autre, mais la composition qualitative et quantitative des atomes qu'elle contient ne change pas), par exemple, le 3-chloro-ruthène-1 (C4H7CL) se transforme en 1 chlorobutène-2 (C4H7CL ). Ici, l'atome de chlore est passé du troisième atome de carbone de la chaîne hydrocarbonée au premier, et la double liaison a relié le premier et le deuxième atome de carbone, puis a commencé à relier les deuxième et troisième atomes.

D'autres types de réactions chimiques sont également connus :

Ils se produisent avec absorption (endothermique) ou dégagement de chaleur (exothermique).
Par type de réactifs ou de produits en interaction formés. Interaction avec l'eau - hydrolyse, avec l'hydrogène - hydrogénation, avec l'oxygène - oxydation ou combustion. L’élimination de l’eau est une déshydratation, celle de l’hydrogène est une déshydrogénation, etc.
Selon les conditions d'interaction : en présence de catalyseurs (catalytiques), sous l'influence de faibles ou haute température, lorsque la pression change, à la lumière, etc.
Selon le mécanisme réactionnel : réactions ioniques, radicalaires ou en chaîne.

L'œuvre a été ajoutée au site Internet du site : 2015-07-05

">24. "> ">Signes de réactions réversibles et irréversibles. Critères d'équilibre. Constante d'équilibre. Principe de Le Chatelier.

;color:#000000;background:#ffffff">1. La réaction est appelée;couleur:#000000;fond:#ffffff">réversible;color:#000000;background:#ffffff">, si sa direction dépend des concentrations des substances participant à la réaction. Par exemple N;alignement vertical:sub;couleur:#000000;arrière-plan:#ffffff">2;couleur:#000000;arrière-plan:#ffffff"> + 3H;alignement vertical:sub;couleur:#000000;arrière-plan:#ffffff">2;couleur:#000000;arrière-plan:#ffffff"> = 2NH;alignement vertical:sub;couleur:#000000;arrière-plan:#ffffff">3;color:#000000;background:#ffffff"> à une faible concentration d'ammoniac dans le mélange gazeux et à des concentrations élevées d'azote et d'hydrogène, de l'ammoniac se forme ; au contraire, à une concentration élevée d'ammoniac, il se décompose, la réaction se déroule dans la direction opposée. À la fin de la réaction réversible, c'est-à-dire que lorsque l'équilibre chimique est atteint, le système contient à la fois des substances de départ et des produits de réaction.

;color:#000000;background:#ffffff">Réactions irréversibles;color:#000000;background:#ffffff"> réactions dans lesquelles les substances prélevées sont complètement transformées en produits de réaction qui ne réagissent pas entre eux dans des conditions données, par exemple;arrière-plan:#ffffff">, ;couleur:#000000;arrière-plan:#ffffff">gravure;arrière-plan:#ffffff"> ;color:#000000;background:#ffffff">hydrocarbures;arrière-plan:#ffffff">, ;color:#000000;background:#ffffff">éducation;color:#000000;background:#ffffff">faible dissociation;arrière-plan:#ffffff"> ;color:#000000;background:#ffffff">composés, précipitations, formation de substances gazeuses.

">Équilibre chimique"> est l'état du système dans lequel le taux de réaction directe (" xml:lang="fr-FR" lang="fr-FR">V;alignement-vertical:sub">1 ">) est égale à la vitesse de la réaction inverse (" xml:lang="fr-FR" lang="fr-FR">V;alignement-vertical:sub">2 ">). À l'équilibre chimique, les concentrations de substances restent inchangées. L'équilibre chimique est de nature dynamique : les réactions directes et inverses ne s'arrêtent pas à l'équilibre.

">L'état d'équilibre chimique est caractérisé quantitativement par une constante d'équilibre, qui est le rapport des constantes de droite (" xml:lang="fr-FR" lang="fr-FR">K;vertical-align:sub">1 ">) et inverser ( " xml:lang="fr-FR" lang="fr-FR">K;vertical-align:sub">2 ">) réactions.

" xml:lang="en-US" lang="en-US">K = K;vertical-align:sub" xml:lang="en-US" lang="en-US">1/" xml:lang="fr-FR" lang="fr-FR">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">)

"> La constante d'équilibre dépend de la température et de la nature des substances en réaction. Plus la constante d'équilibre est grande, plus l'équilibre se déplace vers la formation de produits de réaction directe.

">Changement de l'équilibre chimique.

">1. Modification de la concentration du réactif.

">Augmenter la fin de la source in-in se déplace vers la droite
">L'augmentation des produits déplacera la balance vers la gauche

">2. Pression (pour les gaz uniquement)

">Augmentation de la pression. Déplace l'équilibre dans côté intérieur occupant moins de volume.
">La réduction de la pression déplace l'équilibre vers des substances occupant un plus grand volume

">3. Température.

">Pour une augmentation exothermique du p-ème. T se déplace vers la gauche
">Pour les endothermiques, une augmentation de T se déplace vers la droite.
">Les catalyseurs n'affectent pas l'équilibre chimique, mais accélèrent seulement son apparition

">Le principe du Chatelier">Si un impact est exercé sur un système qui est dans un état d'équilibre dynamique, alors la réaction qui se produit est principalement celle qui empêche cet impact.

" xml:lang="fr-US" lang="fr-US">N2+O2↔NO+ ∆H

" xml:lang="en-US" lang="en-US">→ t◦→

" xml:lang="en-US" lang="en-US">↓← ↓ t◦←

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Pour former un complexe actif, il est nécessaire de surmonter une certaine barrière énergétique, dépensant de l'énergie E A. Cette énergie est L'énergie d'activation est un excès d'énergie, par rapport à l'énergie moyenne à une température donnée, que les molécules doivent avoir pour que leurs collisions soient efficaces.

Dans le cas général, pour la réaction chimique A + B = C + D, le passage des substances de départ A et B aux produits de réaction C et D en passant par l'état du complexe actif A + B = A¼B = C + D peut être représenté schématiquement sous forme de diagrammes énergétiques (Fig. 6.2 ).

De faibles valeurs E A et des taux très élevés caractérisent les interactions ioniques dans les solutions électrolytiques. Par exemple:

Ca +2 + SO = CaSO 4.

Cela s'explique par le fait que les ions de charges opposées sont attirés les uns vers les autres et qu'aucune énergie n'est nécessaire pour vaincre les forces répulsives des particules en interaction.

Influence catalyseur

Une modification de la vitesse d'une réaction sous l'influence de petits ajouts de substances spéciales, dont la quantité ne change pas au cours du processus, est appelée catalyse.

Les substances qui modifient la vitesse d'une réaction chimique sont appelées catalyseurs.(substances qui modifient le taux des processus chimiques dans les organismes vivants - enzymes). Le catalyseur n'est pas consommé dans les réactions et n'est pas inclus dans les produits finaux.

Les réactions chimiques qui se produisent en présence d'un catalyseur sont appelées réactions catalytiques. Il existe une catalyse positive - en présence d'un catalyseur, la vitesse d'une réaction chimique augmente - et une catalyse négative (inhibition) - en présence d'un catalyseur (inhibiteur), la vitesse d'une réaction chimique ralentit.

1. Oxydation du dioxyde de soufre en présence d'un catalyseur au platine :

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 – catalyse positive.

2. Ralentir le processus de formation de chlorure d'hydrogène en présence d'oxygène :

H 2 + Cl 2 = 2HCl – catalyse négative.

Il y a: a) catalyse homogène - les réactifs et le catalyseur forment un système monophasique ; b) catalyse hétérogène - les réactifs et le catalyseur forment un système de différentes phases.

Mécanisme d'action du catalyseur. Le mécanisme d'action des catalyseurs positifs se réduit à une diminution de l'énergie d'activation de la réaction. Dans ce cas, un complexe actif se forme avec plus niveau bas l'énergie et la vitesse de la réaction chimique augmentent considérablement. Sur la fig. La figure 6.3 montre un diagramme énergétique d'une réaction chimique se produisant en l'absence (1) et en présence (2) d'un catalyseur.

Si la réaction lente A + B = AB est réalisée en présence du catalyseur K, alors le catalyseur entre en interaction chimique avec l'une des substances de départ, formant un composé intermédiaire fragile : A + K = AK.

L'énergie d'activation de ce processus est faible. Le composé intermédiaire AA est réactif ; il réagit avec un autre produit de départ, et le catalyseur est libéré et quitte la zone réactionnelle :

AK + B = AB + K.

En résumant les deux processus, nous obtenons l'équation d'une réaction se produisant rapidement : A + B + (K) = AB + (K).

Exemple. Oxydation du dioxyde de soufre avec la participation d'un catalyseur NO : 2SO 2 + O 2 = 2SO 3 – réaction lente ;

Lors de l'introduction d'un catalyseur - NO - un composé intermédiaire se forme : 2NO + O 2 = 2NO 2.

En catalyse hétérogène, l'effet accélérateur est associé à l'adsorption. L'adsorption est le phénomène d'absorption de gaz, vapeurs, substances dissoutes par une surface solide. La surface du catalyseur est hétérogène. Il contient ce qu'on appelle des centres actifs, sur lesquels se produit l'adsorption des substances réactives, ce qui augmente leur concentration.

Certaines substances réduisent ou détruisent complètement l'activité d'un catalyseur solide - les poisons catalytiques (il s'agit notamment des composés de plomb, d'arsenic, de mercure et de cyanure). Les catalyseurs au platine sont particulièrement sensibles aux poisons catalytiques.

Il existe également des substances qui renforcent l'effet du catalyseur, bien qu'elles ne soient pas elles-mêmes des catalyseurs. Ces substances sont appelées promoteurs.

ÉQUILIBRE CHIMIQUE

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Date de création de la page : 2016-03-24

Glave 6

Cinétique chimique. Bilan chimique.

6.1.Chimiquecinétique.

Cinétique chimique- une branche de la chimie qui étudie les vitesses et les mécanismes des processus chimiques, ainsi que leur dépendance à l'égard de divers facteurs.

L'étude de la cinétique des réactions chimiques permet à la fois de déterminer les mécanismes des processus chimiques et de contrôler les processus chimiques dans leur mise en œuvre pratique.

Tout processus chimique est la transformation de réactifs en produits de réaction :

réactifs → état de transition → produits de réaction.

Réactifs (matériaux de départ) – les substances qui entrent dans le processus d'interaction chimique.

Produits de réaction– les substances formées à l’issue d’un processus de transformation chimique. Dans les procédés réversibles, les produits de la réaction directe sont les réactifs de la réaction inverse.

Des réactions irréversibles– des réactions se produisant dans des conditions données presque dans la même direction (indiquées par le signe →).

Par exemple:

CaCO 3 → CaO + CO 2

Réactions réversibles– des réactions se produisant simultanément dans deux directions opposées (indiquées par un signe).

État transitoire (complexe activé) - c'est un état système chimique, qui est intermédiaire entre les matières premières (réactifs) et les produits de réaction. Dans cet état, les anciennes liaisons chimiques sont rompues et de nouvelles liaisons chimiques se forment. Le complexe activé est ensuite converti en produits de réaction.

La plupart des réactions chimiques sont complexe et se compose de plusieurs étapes appelées réactions élémentaires .

Réaction élémentaire- un seul acte de formation ou de rupture liaison chimique. L'ensemble des réactions élémentaires qui composent réaction chimique, détermine mécanisme de réaction chimique.

L'équation d'une réaction chimique indique généralement l'état initial du système (substances de départ) et son état final (produits de réaction). Dans le même temps, le mécanisme réel d’une réaction chimique peut être assez complexe et inclure toute une série réactions élémentaires. Les réactions chimiques complexes comprennent réversible, parallèle, séquentiel Et autres réactions en plusieurs étapes (réactions en chaîne , réactions couplées etc.).

Si les vitesses des différentes étapes d'une réaction chimique diffèrent de manière significative, alors la vitesse d'une réaction complexe dans son ensemble est déterminée par la vitesse de son étape la plus lente. Cette étape (réaction élémentaire) est appelée stade limite.

Selon l'état de phase des substances en réaction, on distingue deux types de réactions chimiques : homogène Et hétérogène.

Phase appelé partie d'un système qui diffère par ses caractéristiques physiques et propriétés chimiques des autres parties du système et séparés d’eux par une interface. Les systèmes constitués d'une phase sont appelés systèmes homogènes, en plusieurs phases – hétérogène. Un exemple de système homogène serait l’air, qui est un mélange de substances (azote, oxygène, etc.) dans la même phase gazeuse. Une suspension de craie (solide) dans de l'eau (liquide) est un exemple de système hétérogène constitué de deux phases.

En conséquence, les réactions dans lesquelles les substances en interaction sont dans la même phase sont appelées réactions homogènes. L'interaction des substances dans de telles réactions se produit dans tout le volume de l'espace de réaction.

Les réactions hétérogènes incluent les réactions se produisant à l'interface. Un exemple de réaction hétérogène est la réaction du zinc (phase solide) avec une solution acide chlorhydrique(phase liquide). Dans un système hétérogène, une réaction se produit toujours à l'interface entre deux phases, car c'est seulement ici que des réactifs situés dans des phases différentes peuvent entrer en collision.

Les réactions chimiques se distinguent généralement par leur moléculaire, ceux. par le nombre de molécules participant à chaque acte élémentaire d'interaction . Sur cette base, on distingue les réactions monomoléculaires, bimoléculaires et trimoléculaires.

Monomoléculaire sont appelées réactions dans lesquelles l'acte élémentaire est une transformation chimique d'une molécule , Par exemple:

Bimoléculaire sont considérés réactions dans lesquelles l'acte élémentaire se produit lorsque deux molécules entrent en collision, par exemple :

DANS trimoléculaire Dans les réactions, un acte élémentaire se produit lors de la collision simultanée de trois molécules, par exemple :

La collision de plus de trois molécules en même temps est presque impossible, de sorte que des réactions de plus grande molécule ne se produisent pas dans la pratique.

Les vitesses des réactions chimiques peuvent varier considérablement. Les réactions chimiques peuvent se dérouler extrêmement lentement, sur une période entière. périodes géologiques, comme les intempéries rochers, qui représente la transformation des aluminosilicates :

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.

orthose – feldspath, quartz de potasse. sable kaolinite (argile)

Certaines réactions se produisent presque instantanément, par exemple l'explosion de poudre noire, qui est un mélange de charbon, de soufre et de salpêtre :

3C + S + 2KNO3 = N2 + 3CO2 + K2S.

La vitesse d'une réaction chimique sert de mesure quantitative de l'intensité de son apparition.

En général sous la vitesse d'une réaction chimique comprendre le nombre d'actes réactionnels élémentaires se produisant par unité de temps dans une unité d'espace réactionnel.

Puisque pour les processus homogènes, l'espace de réaction est le volume du récipient de réaction, alors

pour des réactions homogènes Avec La vitesse d’une réaction chimique est déterminée par la quantité de substance ayant réagi par unité de temps dans une unité de volume.

Considérant que la quantité d'une substance contenue dans un certain volume caractérise la concentration de la substance, alors

la vitesse de réaction est une valeur indiquant la modification de la concentration molaire de l'une des substances par unité de temps.

Si, à volume et température constants, la concentration d’un des réactifs diminue de Avec 1 à Avec 2 pour la période du t 1 à t 2, alors, conformément à la définition, la vitesse de réaction pour une période de temps donnée (vitesse de réaction moyenne) est égale à :

Généralement pour des réactions homogènes, la dimension de vitesse V[mol/l·s].

Puisque pour les réactions hétérogènes, l’espace de réaction est surface , sur laquelle la réaction se produit, alors pour les réactions chimiques hétérogènes, la vitesse de réaction fait référence à la surface unitaire sur laquelle la réaction se produit. En conséquence, la vitesse moyenne d'une réaction hétérogène a la forme :

Où S– surface sur laquelle se produit la réaction.

La dimension de vitesse pour les réactions hétérogènes est [mol/l·s·m2].

La vitesse d'une réaction chimique dépend de plusieurs facteurs :

la nature des substances réagissantes ;

concentrations de réactifs ;

pression (pour systèmes de gaz);

température du système ;

superficie (pour les systèmes hétérogènes) ;

la présence d'un catalyseur et d'autres facteurs dans le système.

Puisque toute interaction chimique est le résultat d’une collision de particules, une augmentation de la concentration (le nombre de particules dans un volume donné) entraîne des collisions plus fréquentes et, par conséquent, une augmentation de la vitesse de réaction. La dépendance de la vitesse des réactions chimiques sur les concentrations molaires des réactifs est décrite par la loi fondamentale de la cinétique chimique - loi de l'action de masse , formulé en 1865 par N.N. Beketov et en 1867 par K.M. Guldberg et P. Waage.

Loi de l'action de masse lit : la vitesse d'une réaction chimique élémentaire à température constante est directement proportionnelle au produit des concentrations molaires des réactifs en puissances égales à leurs coefficients stœchiométriques.

L'équation exprimant la dépendance de la vitesse de réaction sur la concentration de chaque substance est appelée équation cinétique de la réaction .

Il convient de noter que la loi de l'action de masse n'est pleinement applicable qu'aux réactions homogènes les plus simples. Si une réaction se produit en plusieurs étapes, alors la loi est valable pour chaque étape, et la vitesse d'un processus chimique complexe est déterminée par la vitesse de la réaction la plus lente, qui est stade limite tout le processus.

En général, si une réaction élémentaire se produit simultanément T molécules de matière UN Et n molécules de matière DANS:

mUN + nDANS = AVEC,

alors l'équation de la vitesse de réaction est (équation cinétique) a la forme :

Où k– coefficient de proportionnalité, appelé taux constant réaction chimique; [ UN UN; [B] – concentration molaire de la substance B; m Et n– coefficients stœchiométriques dans l'équation de réaction.

Pour comprendre signification physique de la constante de vitesse de réaction , il faut prendre en compte dans les équations écrites ci-dessus les concentrations des substances réagissantes [ UN] = 1 mol/l et [ DANS] = 1 mol/l (ou assimiler leur produit à l'unité), puis :

De là, il est clair que vitesse de réaction constante k est numériquement égal à la vitesse de réaction dans laquelle les concentrations de réactifs (ou leur produit dans les équations cinétiques) sont égales à l'unité.

Vitesse de réaction constante k dépend de la nature des réactifs et de la température, mais ne dépend pas de la concentration des réactifs.

Pour les réactions hétérogènes, la concentration de la phase solide n'est pas incluse dans l'expression de la vitesse d'une réaction chimique.

Par exemple, dans la réaction de synthèse du méthane :

Si une réaction se produit en phase gazeuse, sa vitesse est alors considérablement affectée par un changement de pression dans le système, car un changement de pression dans la phase gazeuse entraîne un changement proportionnel de concentration. Ainsi, une augmentation de la pression entraîne une augmentation proportionnelle de la concentration et une diminution de la pression réduit en conséquence la concentration du réactif gazeux.

Les changements de pression n'ont pratiquement aucun effet sur la concentration du liquide et solides(état condensé de la matière) et n'affecte pas la vitesse des réactions se produisant dans les phases liquide ou solide.

Les réactions chimiques sont réalisées en raison de la collision de particules de substances réactives. Cependant, toutes les collisions de particules réactives ne sont pas efficace , c'est-à-dire conduit à la formation de produits de réaction. Seules les particules avec une énergie accrue - particules actives , sont capables d’effectuer une réaction chimique. Avec l'augmentation de la température, l'énergie cinétique des particules augmente et le nombre de particules actives augmente, par conséquent, la vitesse des processus chimiques augmente.

La dépendance de la vitesse de réaction sur la température est déterminée la règle de Van't Hoff : pour chaque augmentation de température de 10 0 C, la vitesse d'une réaction chimique augmente de deux à quatre fois.

V 1 – vitesse de réaction à la température initiale du système t 1 , V 2 – vitesse de réaction à la température finale du système t 2 ,

γ – coefficient de température de réaction (coefficient de Van’t Hoff), égal à 2÷4.

Connaître la valeur du coefficient de température γ permet de calculer l'évolution de la vitesse de réaction avec l'augmentation de la température à partir de T 1 à T 2. Dans ce cas, vous pouvez utiliser la formule :

Il est évident qu'avec l'augmentation de la température dans progression arithmétique la vitesse de réaction augmente dans progression géométrique. L'effet de la température sur la vitesse de réaction est d'autant plus grand que plus de valeur coefficient de température de réaction g.

Il convient de noter que la règle de Van't Hoff est approximative et n'est applicable que pour une évaluation approximative de l'effet de petits changements de température sur la vitesse de réaction.

L'énergie nécessaire aux réactions peut être fournie diverses influences(chaleur, lumière, courant électrique, rayonnement laser, plasma, rayonnement radioactif, hypertension artérielle etc.).

Les réactions peuvent être divisées en thermique, photochimique, électrochimique, radiochimique etc. Avec toutes ces influences, la proportion de molécules actives qui ont une énergie égale ou supérieure l'énergie minimale requise pour une interaction donnée E min.

Lorsque des molécules actives entrent en collision, ce qu'on appelle complexe activé , au sein duquel se produit la redistribution des atomes.

L'énergie nécessaire pour augmenter l'énergie moyenne des molécules des substances en réaction jusqu'à l'énergie du complexe activé est appelée énergie d'activation Ea.

L'énergie d'activation peut être considérée comme une certaine énergie supplémentaire que les molécules de réactif doivent acquérir pour surmonter un certain barrière énergétique . Ainsi, E a ra dans la différence entre l'énergie moyenne des particules en réaction E réf et énergie du complexe activé E min. L'énergie d'activation est déterminée par la nature des réactifs. Signification E un varie de 0 à 400 kJ. Si la valeur E un dépasse 150 kJ, de telles réactions ne se produisent pratiquement pas à des températures proches de la température standard.

Le changement d'énergie d'un système au cours d'une réaction peut être représenté graphiquement à l'aide du diagramme d'énergie suivant (Figure 6.1).

Chemin de réaction

Riz. 6.1. Diagramme énergétique d'une réaction exothermique :

E out est l'énergie moyenne des substances de départ ; Econd – énergie moyenne des produits de réaction ; E min – énergie du complexe activé ; Acte E – énergie d’activation ; ΔH р – effet thermique d'une réaction chimique

D'après le diagramme énergétique, il est clair que la différence entre les valeurs énergétiques des produits de réaction et l'énergie des substances de départ représentera l'effet thermique de la réaction.

E suite. – E réf. = ΔН р.

Selon équation d'Arrhenius, plus la valeur de l'énergie d'activation est élevée E agir, plus la constante de vitesse de la réaction chimique est grande kça dépend de la température :

E- énergie d'activation (J/mol),

R. - constante universelle des gaz,

T– température en K,

UN- constante d'Arrhénius,

e= 2,718 – la base des logarithmes naturels.

Catalyseurs- Ce sont des substances qui augmentent la vitesse d’une réaction chimique. Ils interagissent avec des réactifs pour former un intermédiaire composé chimique et sont libérés à la fin de la réaction. L’effet des catalyseurs sur les réactions chimiques est appelé catalyse.

Par exemple, un mélange de poudre d'aluminium et d'iode cristallin à température ambiante ne montre aucun signe notable d'interaction, mais une goutte d'eau suffit à provoquer une réaction violente :

Distinguer catalyse homogène (le catalyseur forme un système homogène avec les substances en réaction, par exemple, mélange gazeux) Et hétérogène catalyse (le catalyseur et les réactifs sont dans des phases différentes et le processus catalytique se produit à l'interface des phases).

Expliquer le mécanisme de la catalyse homogène plus grande distribution reçu théorie intermédiaire (proposé par le chercheur français Sabatier et développé dans les travaux du scientifique russe N.D. Zelinsky). Selon cette théorie, un processus lent, par exemple la réaction :

en présence d'un catalyseur se produit rapidement, mais en deux étapes. Dans la première étape du processus, un composé intermédiaire de l'un des réactifs avec le catalyseur est formé Un...kat.

Première étape :

A + kat = A.∙. kat.

Lors de la deuxième étape, le composé résultant forme un complexe activé avec un autre réactif [ A.∙.kat.∙.B], qui devient le produit final AB avec régénération du catalyseur Kat.

Deuxième étape :

A.∙.kat + B = = AB + kat.

L'interaction intermédiaire du catalyseur avec les réactifs oriente le processus vers nouvelle façon, caractérisé par une barrière énergétique inférieure. Ainsi, Le mécanisme d'action des catalyseurs est associé à une diminution de l'énergie d'activation de la réaction due à la formation de composés intermédiaires.

Un exemple serait une réaction lente :

2SO2 + O2 = 2SO3 lentement.

Dans la méthode industrielle nitreuse de production d'acide sulfurique, l'oxyde d'azote (II) est utilisé comme catalyseur, ce qui accélère considérablement la réaction :

La catalyse hétérogène est largement utilisée dans les procédés de raffinage du pétrole. Les catalyseurs comprennent le platine, le nickel, l'oxyde d'aluminium, etc. Hydrogénation huile végétale produit sur un catalyseur au nickel (nickel sur kieselguhr), etc.

Un exemple de catalyse hétérogène est l'oxydation du SO 2 en SO 3 sur un catalyseur V 2 O 5 dans la production d'acide sulfurique par la méthode de contact.

Les substances qui augmentent l'activité du catalyseur sont appelées promoteurs (ou activateurs). Dans le même temps, les promoteurs eux-mêmes peuvent ne pas avoir de propriétés catalytiques.

Poisons catalytiques - matière étrangère dans le mélange réactionnel, entraînant une perte partielle ou totale de l'activité du catalyseur. Ainsi, des traces de phosphore et d'arsenic provoquent perte rapide catalyseur de l'activité V 2 O 5 dans la réaction d'oxydation du SO 2 en SO 3 .

De nombreuses productions chimiques importantes, telles que la production d'acide sulfurique, d'ammoniac, d'acide nitrique, de caoutchouc synthétique, de nombreux polymères, etc., sont réalisées en présence de catalyseurs.

Les réactions biochimiques dans les organismes végétaux et animaux s’accélèrent catalyseurs biochimiques – enzymes.

Pointu Il est possible de ralentir l'apparition de processus chimiques indésirables en ajoutant des substances spéciales au milieu réactionnel - inhibiteurs. Par exemple, pour inhiber les processus indésirables de destruction par corrosion des métaux, divers inhibiteurs de corrosion des métaux .

6.1.1. Questions pour la maîtrise de soi des connaissances théoriques

sur le thème "Cinétique chimique"

1. Qu’étudie la cinétique chimique ?

2. Qu'entend-on communément par le terme « réactifs » ?

3. Qu’entend-on communément par le terme « produits de réaction » ?

4. Comment les processus réversibles sont-ils désignés dans les réactions chimiques ?

5. Qu’entend-on communément par le terme « complexe activé » ?

6. Qu'est-ce qu'une réaction élémentaire ?

7. Quelles réactions sont considérées comme complexes ?

8. Quelle étape des réactions est appelée étape limite ?

9. Définir la notion de « phase » ?

10. Quels systèmes sont considérés comme homogènes ?

11. Quels systèmes sont considérés comme hétérogènes ?

12. Donnez des exemples de systèmes homogènes.

13. Donnez des exemples de systèmes hétérogènes.

14. Qu'est-ce qui est considéré comme la « moléculaire » d'une réaction ?

15. Qu’entend-on par « vitesse d’une réaction chimique » ?

16. Donnez des exemples de réactions rapides et lentes.

17. Qu'entend-on par le terme « vitesse d'une réaction chimique homogène » ?

18. Qu’entend-on par « vitesse d’une réaction chimique hétérogène » ?

19. De quels facteurs dépend la vitesse d’une réaction chimique ?

20. Formuler la loi fondamentale de la cinétique chimique.

21. Quelle est la constante de vitesse des réactions chimiques ?

22.De quels facteurs dépend la constante de vitesse des réactions chimiques ?

23. Les concentrations de quelles substances ne sont pas incluses dans l'équation cinétique des réactions chimiques ?

24. Comment la vitesse d’une réaction chimique dépend-elle de la pression ?

25. Comment la vitesse d’une réaction chimique dépend-elle de la température ?

26. Comment la « règle de Van’t Hoff » est-elle formulée ?

27. Qu'est-ce que le « coefficient de température d'une réaction chimique » ?

28. Définir le concept d'« énergie d'activation ».

29. Définir la notion de « catalyseur d'une réaction chimique » ?

30. Qu'est-ce que la catalyse homogène ?

31. Qu'est-ce que la catalyse hétérogène ?

32. Comment s'explique le mécanisme d'action d'un catalyseur en catalyse homogène ?

33. Donnez des exemples de réactions catalytiques.

34. Que sont les enzymes ?

35. Que sont les promoteurs ?

6.1.2. Exemples de résolution de problèmes typiques

sur le thème "Cinétique chimique"

Exemple 1. La vitesse de réaction dépend de la surface de contact des réactifs :

1) acide sulfurique avec une solution de chlorure de baryum,

2) combustion de l'hydrogène dans le chlore,

3) acide sulfurique avec une solution d'hydroxyde de potassium,

4) combustion du fer dans l'oxygène.

La vitesse des réactions hétérogènes dépend de la surface de contact des substances en réaction. Parmi les réactions ci-dessus, une réaction hétérogène, c'est-à-dire caractérisée par la présence de différentes phases est la réaction de combustion du fer (phase solide) dans l'oxygène (phase gazeuse).

Répondre. 3.

Exemple 2. Comment la vitesse de réaction va-t-elle changer ?

2H 2(g) + O 2(G) = 2H 2 O (g)

quand la concentration des substances de départ double ?

Écrivons l'équation cinétique de la réaction, qui établit la dépendance de la vitesse de réaction sur la concentration des réactifs :

V 1 = k [N 2 ] 2 · [O 2 ].

Si les concentrations des substances de départ sont doublées, l'équation cinétique prendra la forme :

V 2 = k (2 [N 2 ]) 2 2 [O 2 ] = 8 k [N 2 ] 2 · [O 2 ], c'est-à-dire

Lorsque la concentration des substances de départ a doublé, la vitesse de cette réaction a augmenté 8 fois.

Répondre. 8.

Exemple 3. Comment la vitesse de réaction changera-t-elle si la pression totale dans le système CH 4 (G) + 2O 2 (G) = CO 2 (G) + 2H 2 O (G) est réduite de 5 fois ?

Conformément à l'équation cinétique de la réaction, la vitesse de cette réaction sera déterminée :

V 1 = k[CH 4 ] · [O 2 ] 2 .

Lorsque la pression diminue d’un facteur cinq, la concentration de chaque substance gazeuse diminue également d’un facteur cinq. L'équation cinétique de la réaction dans ces conditions sera la suivante :

on peut déterminer que la vitesse de réaction a diminué de 125 fois.

Répondre. 125.

Exemple 4. Comment la vitesse d'une réaction caractérisée par un coefficient de température de réaction de 3 changera-t-elle si la température dans le système augmente de 20 à 60°C ?

Solution. D'après la règle de Van't Hoff

Lorsque la température a augmenté de 40 0 C, la vitesse de cette réaction a augmenté 81 fois

Répondre. 81.

6.1.3. Questions et exercices pour l'auto-apprentissage

Taux de réactions chimiques

1. Selon l'état physique des substances en réaction, les réactions chimiques sont divisées en :

1) exothermique et endothermique,

2) réversible et irréversible,

3) catalytique et non catalytique,

4) homogène et hétérogène.

2. Indiquez le nombre ou la somme de nombres conventionnels sous lesquels sont données des réactions homogènes :

3. Indiquez le nombre ou la somme de nombres conventionnels sous lesquels sont données les expressions qui peuvent être utilisées pour calculer la vitesse d'une réaction homogène :

4. L'unité de mesure de la vitesse d'une réaction homogène peut être :

1) mol/l s,

3) mol/l·,

4) l/mol·s.

5. Indiquez le nombre ou la somme de nombres conditionnels sous lesquels les expressions justes sont données. Lors d'une réaction homogène

UN + 2B® 2 C + D:

1) concentration UN Et DANS diminuent

2) concentration AVEC augmente plus vite que la concentration D,

4) concentration DANS diminue plus vite que la concentration UN,

8) la vitesse de réaction reste constante.

6. Quel nombre est affiché sur la ligne qui reflète correctement l'évolution dans le temps de la concentration de la substance formée lors de la réaction :

7. Modification au fil du temps de la concentration de la substance de départ dans une réaction qui se poursuit jusqu'à son terme, droite décrit la courbe :

9. Indiquez le nombre ou la somme de nombres conventionnels sous lesquels sont données les réactions, dont la vitesse ne dépend pas sur quelle substance est-il calculé ?

10. Indiquez le nombre ou la somme de nombres conditionnels sous lesquels sont donnés les facteurs influençant la vitesse de réaction :

1) la nature des substances réagissantes,

2) concentration des substances réactives,

4) température du système réactionnel,

8) la présence d'un catalyseur dans le système réactionnel.

11. La loi fondamentale de la cinétique chimique établit la dépendance de la vitesse de réaction sur :

1) températures des substances réactionnelles,

2) concentrations de substances réactives,

3) la nature des substances réagissantes,

4) temps de réaction.

12. Indiquez le nombre ou la somme de nombres conditionnels sous lesquels les énoncés corrects sont donnés. Cinétique chimique :

1) section de physique,

2) étudie la vitesse d'une réaction chimique,

4) utilise la loi de l'action de masse,

8) étudie la dépendance de la vitesse des réactions sur les conditions de leur apparition.

13. Ya.Kh. Van't Hoff :

1) premier lauréat Prix Nobel en chimie,

2) étudié la dépendance de la vitesse de réaction sur la température,

4) étudié la dépendance de la vitesse de réaction sur la concentration des substances,

8) a formulé la loi de l'action de masse.

14. Dans les mêmes conditions, la réaction se déroule plus rapidement :

1) Ca + H 2 O ®

3) Mg + H 2 O ®

4) Zn + H 2 O ®

15. Le taux de dégagement d'hydrogène est le plus élevé dans la réaction :

1) Zn + HCl (solution à 5%) ®

2) Zn + HCl (solution à 10%) ®

3) Zn + HCl (solution à 15%) ®

4) Zn + HCl (solution à 30%) ®

16. Concentration du réactif aucun effet sur la vitesse de réaction si cette substance est introduite dans la réaction dans :

1) état solide,

2) état gazeux,

3) état dissous.

17. Calculer vitesse moyenne réaction A + B = C (mol/l×s), si l'on sait que la concentration initiale de A était de 0,8 mol/l, et qu'après 10 secondes elle est devenue 0,6 mol/l.

1) 0,2, 2) 0,01, 3) 0,1, 4) 0,02.

18. De combien de mol/l les concentrations des substances A et B ont-elles diminué au cours de la réaction ? UN + 2B® 3 C, si l'on sait que pendant le même temps la concentration AVEC augmenté de 4,5 mol/l ?

D AVEC ANNONCE AVEC B

19. Calculez la vitesse moyenne de la réaction 2CO + O 2 ® 2CO 2 (mol/l×s), si l'on sait que la concentration initiale de CO était de 0,60 mol/l, et après 10 secondes elle est devenue 0,15 mol/l . De combien de moles/l la concentration de CO 2 a-t-elle changé au cours de cette période ?

3) 0,045; 0,045,

20. De combien de degrés le système doit-il être chauffé pour que la vitesse de la réaction qui s'y produit augmente de 2 à 4 fois ?

1) 150, 2) 10, 3) 200, 4) 50.

21. La vitesse de réaction à 20°C est de 0,2 mol/l×s. Déterminer la vitesse de réaction à 60°C (mol/l×s) si le coefficient de température de la vitesse de réaction est de 3.

1) 16,2, 2) 32,4, 3) 8,1, 4) 4,05.

22. Dépendance empirique de la vitesse de réaction à la température droite reflète l'équation :

23. La vitesse de réaction à 20°C est de 0,08 mol/l×s. Calculez la vitesse de réaction à 0°C (mol/l×s) si le coefficient de température de la vitesse de réaction est de 2.

1) 0,16, 2) 0,04, 3) 0,02, 4) 0,002.

24. Combien de fois la vitesse de réaction augmentera-t-elle lorsque la température augmente de 40 °C, si le coefficient de température de la vitesse de réaction est de 3 ?

1) 64, 2) 243, 3) 81, 4) 27.

25. De combien de degrés faut-il augmenter la température pour augmenter la vitesse de réaction de 64 fois, si le coefficient de température de la vitesse de réaction est de 4 ?

1) 60, 2) 81, 3) 27, 4) 30.

26. Calculez le coefficient de température de la vitesse de réaction si l'on sait que lorsque la température augmente de 50 °C, la vitesse de réaction augmente de 32 fois.

1) 3, 2) 2, 3) 4, 4) 2,5.

27. La raison de l'augmentation de la vitesse de réaction avec l'augmentation de la température est une augmentation de :

1) la vitesse de déplacement des molécules,

2) le nombre de collisions entre molécules,

3) la proportion de molécules actives,

4) stabilité des molécules des produits de réaction.

28. Indiquer le nombre ou la somme des nombres conventionnels sous lesquels sont données les réactions pour lesquelles MnO 2 est un catalyseur :

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. Indiquez le nombre ou la somme de nombres conventionnels sous lesquels les bonnes réponses sont données. En utilisant des réactions catalytiques dans l'industrie, on obtient :

1) acide chlorhydrique,

2) acide sulfurique,

4) ammoniac,

8) acide nitrique.

30. Indiquez le nombre ou la somme de nombres conventionnels sous lesquels les bonnes réponses sont données. Catalyseur:

1) participe à la réaction,

2) utilisé uniquement à l'état solide,

4) n'est pas consommé lors de la réaction,

8) contient nécessairement un atome de métal dans sa composition.

31. Indiquez le nombre ou la somme de nombres conventionnels sous lesquels les bonnes réponses sont données. Les éléments suivants sont utilisés comme catalyseurs :

32. Les substances qui réduisent l'activité d'un catalyseur sont appelées :

1) promoteurs,

2) régénérateurs,

3) inhibiteurs,

4) poisons catalytiques.

33. Catalytique n'est pas réaction:

1) (C 6 H 10 O 5) n + n H2O® n C6H12O6,

cellulose

2) 2SO 2 + O 2 ® 2SO 3,

3) 3H 2 + N 2 ® 2NH 3 ,

4) NH 3 + HCl ® NH 4 Cl.

34. Sous quel numéro est donnée l'équation de la catalyse homogène :

35. Le mécanisme d'action du catalyseur reflète correctement cette affirmation. Catalyseur:

1) augmentation énergie cinétique particules initiales, augmente le nombre de leurs collisions,

2) forme des composés intermédiaires avec des substances de départ qui sont facilement converties en substances finales,

3) sans interagir avec les substances de départ, il oriente la réaction sur une nouvelle voie,

4) diminuer l'énergie cinétique des particules initiales, augmente le nombre de leurs collisions.

36. Le rôle d'un promoteur dans une réaction catalytique est le suivant :

1) réduit l'activité du catalyseur,

2) augmente l'activité du catalyseur,

3) mène la réaction dans la direction souhaitée,

4) protège le catalyseur des poisons catalytiques.

37. Enzymes :

1) catalyseurs biologiques,

2) avoir une nature protéique,

4) ne diffèrent pas par la spécificité de l'action,

8) accélérer les processus biochimiques dans les organismes vivants.

38. La réaction est hétérogène :

39. Indiquez le nombre ou la somme de nombres conventionnels sous lesquels les bonnes réponses sont données. Pour augmenter la vitesse de combustion du charbon : C + O 2 ® CO 2, il faut :

1) augmenter la concentration d'O 2,

2) augmenter la concentration de charbon,

4) broyer le charbon,

8) augmenter la concentration de dioxyde de carbone.

40. Si le réactif A est introduit dans la réaction : A t + X gaz ® à l'état solide, alors la vitesse de réaction est affectée par :

1) concentration A,

2) surface de contact entre A et X,

4) masse molaire A,

8) concentration de la substance X.

41. La dimension de la vitesse d'une réaction hétérogène est :

1) mol/l, 2) mol/cm 3 ×s,

3) mol/l×s 4) mol/cm 2 ×s.

42. Indiquez le nombre ou la somme de nombres conventionnels sous lesquels les bonnes réponses sont données. Le principe du lit fluidisé est utilisé :

1) pour augmenter la surface de contact des réactifs,

2) lors du tir de pyrites,

4) lors du craquage catalytique de produits pétroliers,

8) pour régénérer l'activité du catalyseur.

43. Moins

1) Na + H 2 O ® 2) Ca + H 2 O ®

3) K + H 2 O ® 4) Mg + H 2 O ®

44. Le graphique montre les diagrammes énergétiques de la réaction non catalytique et catalytique de décomposition de l'iodure d'hydrogène. L'évolution de l'énergie d'activation reflète le segment énergétique :

1) b, 2) c, 3) d, 4) b–c.

45. Le plus grand La réaction décrite par le schéma a une énergie d'activation :

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. Bilan chimique.

Aux côtés de réactions chimiques pratiquement irréversibles :

СaCl 2 + 2AgNO 3 = Ca(NO 3) 2 + 2AgCl↓, etc.

De nombreux processus sont connus lorsque la transformation chimique n'est pas terminée, mais un mélange d'équilibre de tous les participants et produits de la réaction se produit, situé à la fois sur les côtés gauche et droit de l'équation de réaction stoechiométrique. Ainsi, dans des conditions standards le système est réversible :

Considérons les caractéristiques de l'apparition de processus réversibles en utilisant l'exemple d'un système qui, en général, a la forme :

À condition que les réactions avant → et inverse ← se produisent en une seule étape, selon la loi de l'action de masse, les valeurs de vitessepour la réaction avant ( V direct) et inverse ( V les réactions sont décrites par les équations cinétiques suivantes :

Où k droit Et k arr - constantes de taux, respectivement, des réactions directes et inverses.

Au moment initial (voir Fig. 6.2), les concentrations des substances de départ [A] et [B], et donc la vitesse de la réaction directe, ont une valeur maximale. Les concentrations des produits de réaction [C] et [D] et la vitesse de la réaction inverse au moment initial sont nulles. Au cours de la réaction, les concentrations des substances de départ diminuent, ce qui entraîne une diminution de la vitesse de la réaction directe. Les concentrations des produits de réaction et, par conséquent, la vitesse de la réaction inverse augmentent. Enfin, arrive un moment où les vitesses des réactions directes et inverses deviennent égales.

L'état du système dans lequel V droit = V arr. appelé équilibre chimique. Cet équilibre est dynamique , puisqu'une réaction bidirectionnelle a lieu dans le système - en direct ( UN Et B– des réactifs, C Et D– produits) et inversement ( UN Et B– produits, C et D– réactifs).

V arr.

Temps de réaction

Riz. 6.2. Dépendance des taux de réactions directes et inverses

à partir du moment de leur apparition.

Dans un système réversible en équilibre, les concentrations de tous les participants au processus sont appelées concentrations d'équilibre, puisqu'en même temps constamment et avec même vitesse des réactions directes et inverses se produisent.

Une caractéristique quantitative de l’équilibre chimique peut être dérivée à l’aide des méthodes appropriées. équations cinétiques :

Puisque les constantes de vitesse de réaction à une température fixe sont constantes, le rapport sera également constant

appelé constante d'équilibre chimique. En égalisant les membres droits des équations cinétiques pour les réactions directes et inverses, nous pouvons obtenir :

Où K r– constante d'équilibre chimique, exprimée en termes de concentrations d'équilibre des participants à la réaction.

La constante d'équilibre chimique est le rapport du produit des concentrations d'équilibre des produits de réaction au produit des concentrations d'équilibre des substances de départ en puissances de leurs coefficients stoechiométriques.

Par exemple, pour une réaction réversible

L'expression de la constante d'équilibre a la forme :

Si deux phases ou plus sont impliquées dans le processus de transformation chimique, alors l'expression de la constante d'équilibre doit prendre en compte uniquement celles d'entre elles dans lesquelles des changements dans les concentrations des réactifs se produisent. Par exemple, dans l'expression de la constante d'équilibre du système

le nombre total de moles de substances gazeuses avant et après la réaction reste constant et la pression dans le système ne change pas. L'équilibre de ce système ne change pas lorsque la pression change.

L'influence des changements de température sur le changement de l'équilibre chimique.

Dans chaque réaction réversible, l'une des directions correspond à un processus exothermique, et l'autre à un processus endothermique. Ainsi, dans la réaction de synthèse de l’ammoniac, la réaction directe est exothermique et la réaction inverse est endothermique.

1) les concentrations de H 2, N 2 et NH 3 n'évoluent pas dans le temps,

3) le nombre de molécules de NH 3 se désintégrant par unité de temps est égal à la moitié du nombre total de molécules H 2 et N 2 formées pendant ce temps,

4) nombre total Les molécules H 2 et N 2 converties en NH 3 par unité de temps sont égales au nombre de molécules NH 3 formées pendant le même temps.

49. Indiquez le nombre ou la somme de nombres conventionnels sous lesquels les bonnes réponses sont données. L'équilibre chimique dans le système : 2SO 2 + O 2 2SO 3 ∆Н ˂0 sera perturbé par :

1) réduire la pression dans le système,

2) chauffage,

4) augmentation de la concentration en oxygène.

50. Indiquez le nombre ou la somme de nombres conventionnels sous lesquels les bonnes réponses sont données. Pour déplacer l'équilibre dans le système N 2 + 3H 2 2NH 3 ∆H ˂0 vers la gauche, il faut :

1) introduire H 2 dans le système,

2) retirer le NH 3 du système,

4) augmenter la tension artérielle,

8) augmenter la température.

51. Pour déplacer l'équilibre de la réaction 2SO 2 + O 2 2SO 3 ∆Н ˂0 vers la droite, il faut :

1) chauffer le système,

2) introduire O 2 dans le système,

4) introduire du SO 3 dans le système,

8) réduire la pression dans le système.

52. La règle (principe) de Le Chatelier ne correspond pas déclaration:

1) une augmentation de la température déplace l'équilibre vers une réaction endothermique ;

2) une diminution de la température déplace l'équilibre vers une réaction exothermique ;

3) une augmentation de pression déplace l'équilibre vers une réaction conduisant à une augmentation de volume ;

N 2 + O 2 ∆H ˂0,2H 2 O (vapeur), 2NH 3 cat. 3H 2 + N 2 . B,

2) k 1H = k 2 2 ,

67. Pour la constante d'équilibre ( Kp) affecte :

1) pression,

2) température,

3) concentration,

4) catalyseur.

Matière première solide. Matières premières et méthodes expérimentales

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