Klasyfikacja reakcji chemicznych. Substancje wyjściowe aktywowały złożone produkty reakcji
Przeczytaj także
DEFINICJA
Reakcja chemiczna zwana transformacją substancji, w której następuje zmiana ich składu i (lub) struktury.
Najczęściej reakcje chemiczne rozumiane są jako proces przekształcenia substancji wyjściowych (odczynników) w substancje końcowe (produkty).
Reakcje chemiczne zapisuje się za pomocą równań chemicznych zawierających wzory materiałów wyjściowych i produktów reakcji. Zgodnie z prawem konserwacja masowa, liczba atomów każdego pierwiastka w lewej i prawej części równanie chemiczne na równi. Zwykle formuły substancji wyjściowych zapisuje się po lewej stronie równania, a formuły produktów po prawej. Równość liczby atomów każdego pierwiastka w lewej i prawej części równania uzyskuje się, umieszczając całkowite współczynniki stechiometryczne przed wzorami substancji.
Równania chemiczne mogą zawierać Dodatkowe informacje o cechach reakcji: temperaturze, ciśnieniu, promieniowaniu itp., na co wskazuje odpowiedni symbol nad (lub „pod”) znakiem równości.
Wszystkie reakcje chemiczne można podzielić na kilka klas, które mają pewne cechy.
Klasyfikacja reakcji chemicznych według liczby i składu substancji wyjściowych i wynikowych
Zgodnie z tą klasyfikacją reakcje chemiczne dzielą się na reakcje łączenia, rozkładu, podstawienia, wymiany.
W rezultacie reakcje złożone z dwóch lub więcej (złożonych lub prostych) substancji powstaje jedna nowa substancja. W ogólny widok Równanie takiej reakcji chemicznej będzie wyglądać tak:
Na przykład:
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2
SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4
2Mg + O2 \u003d 2MgO.
2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3
Reakcje kombinacyjne są w większości przypadków egzotermiczne, tj. przepływ z uwolnieniem ciepła. Jeśli reakcja obejmuje: proste substancje, wtedy takie reakcje to najczęściej redoks (ORD), czyli występują wraz ze zmianą stanów utlenienia pierwiastków. Nie można jednoznacznie stwierdzić, czy reakcję związku między złożonymi substancjami można przypisać OVR.
Reakcje, w których z jednej złożonej substancji powstaje kilka innych nowych substancji (złożonych lub prostych) są klasyfikowane jako reakcje rozkładu. Ogólnie rzecz biorąc, równanie reakcji rozkładu chemicznego będzie wyglądać tak:
Na przykład:
CaCO 3 CaO + CO 2 (1)
2H2O \u003d 2H2 + O2 (2)
CuSO4 × 5H2O \u003d CuSO4 + 5H2O (3)
Cu (OH) 2 \u003d CuO + H2O (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)
Większość reakcji rozkładu zachodzi z ogrzewaniem (1,4,5). Możliwy jest rozkład prądem elektrycznym (2). Rozkład krystalicznych hydratów, kwasów, zasad i soli kwasów zawierających tlen (1, 3, 4, 5, 7) przebiega bez zmiany stanów utlenienia pierwiastków, tj. reakcje te nie dotyczą OVR. Reakcje rozkładu OVR obejmują rozkład tlenków, kwasów i soli utworzonych przez pierwiastki w wyższe stopnie utlenianie (6).
Reakcje rozkładu występują również w Chemia organiczna, ale pod innymi nazwami - kraking (8), odwodornienie (9):
C 18 H 38 \u003d C 9 H 18 + C 9 H 20 (8)
C 4 H 10 \u003d C 4 H 6 + 2 H 2 (9)
Na reakcje podstawienia substancja prosta współdziała z substancją złożoną, tworząc nową substancję prostą i nową substancję złożoną. Ogólnie równanie reakcji podstawienia chemicznego będzie wyglądać tak:
Na przykład:
2Al + Fe 2 O 3 \u003d 2Fe + Al 2 O 3 (1)
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 (2)
2KBr + Cl2 \u003d 2KCl + Br2 (3)
2KS103 + l2 = 2K103 + Cl2 (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)
CH4 + Cl2 = CH3Cl + HCl (7)
Reakcje substytucji to głównie reakcje redoks (1 - 4, 7). Niewiele jest przykładów reakcji rozkładu, w których nie następuje zmiana stopnia utlenienia (5, 6).
Reakcje wymiany zwane reakcjami zachodzącymi między złożonymi substancjami, w których wymieniają swoje części składowe. Zwykle termin ten jest używany do reakcji z udziałem jonów w roztworze wodnym. Ogólnie równanie reakcji wymiany chemicznej będzie wyglądać tak:
AB + CD = AD + CB
Na przykład:
CuO + 2HCl \u003d CuCl2 + H2O (1)
NaOH + HCl \u003d NaCl + H2O (2)
NaHCO3 + HCl \u003d NaCl + H2O + CO2 (3)
AgNO 3 + KBr = AgBr ↓ + KNO 3 (4)
CrCl 3 + ZNaOH = Cr(OH) 3 ↓ + ZNaCl (5)
Reakcje wymiany nie są redoks. szczególny przypadek te reakcje wymiany są reakcjami zobojętniania (reakcje oddziaływania kwasów z zasadami) (2). Reakcje wymiany przebiegają w kierunku, w którym co najmniej jedna z substancji jest usuwana ze sfery reakcyjnej w postaci substancji gazowej (3), osadu (4, 5) lub związku słabo dysocjującego, najczęściej wody (1, 2 ).
Klasyfikacja reakcji chemicznych według zmian stanów utlenienia
W zależności od zmiany stanów utlenienia pierwiastków tworzących reagenty i produkty reakcji, wszystkie reakcje chemiczne dzieli się na redoks (1, 2) oraz te zachodzące bez zmiany stanu utlenienia (3, 4).
2Mg + CO2 \u003d 2MgO + C (1)
Mg 0 - 2e \u003d Mg 2+ (reduktor)
C 4+ + 4e \u003d C 0 (środek utleniający)
FeS 2 + 8HNO 3 (stęż.) = 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+ (środek utleniający)
AgNO 3 + HCl \u003d AgCl ↓ + HNO 3 (3)
Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 ↓ + H 2 O (4)
Klasyfikacja reakcji chemicznych według efektu cieplnego
W zależności od tego, czy ciepło (energia) jest uwalniane lub pochłaniane podczas reakcji, wszystkie reakcje chemiczne są warunkowo podzielone odpowiednio na egzo - (1, 2) i endotermiczne (3). Ilość ciepła (energii) uwolnionej lub pochłoniętej podczas reakcji nazywana jest ciepłem reakcji. Jeśli równanie wskazuje ilość uwolnionego lub pochłoniętego ciepła, wówczas takie równania nazywane są termochemicznym.
N 2 + 3H 2 = 2NH 3 + 46,2 kJ (1)
2Mg + O2 \u003d 2MgO + 602,5 kJ (2)
N 2 + O 2 \u003d 2NO - 90,4 kJ (3)
Klasyfikacja reakcji chemicznych według kierunku reakcji
Zgodnie z kierunkiem reakcji występują procesy odwracalne (procesy chemiczne, których produkty mogą reagować ze sobą w tych samych warunkach, w jakich są otrzymywane, z powstawaniem substancji wyjściowych) i nieodwracalne (procesy chemiczne, których produkty nie są w stanie reagować ze sobą z powstawaniem substancji wyjściowych ).
W przypadku reakcji odwracalnych równanie w postaci ogólnej jest zwykle zapisywane w następujący sposób:
A + B ↔ AB
Na przykład:
CH 3 COOH + C 2 H 5 OH ↔ H 3 COOS 2 H 5 + H 2 O
Przykładami reakcji nieodwracalnych są następujące reakcje:
2KSlO 3 → 2KSl + ZO 2
C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O
Dowodem na nieodwracalność reakcji mogą być produkty reakcji substancji gazowej, osadu lub słabo dysocjującego związku, najczęściej wody.
Klasyfikacja reakcji chemicznych według obecności katalizatora
Z tego punktu widzenia rozróżnia się reakcje katalityczne i niekatalityczne.
Katalizator to substancja, która przyspiesza reakcję chemiczną. Reakcje z udziałem katalizatorów nazywane są katalitycznymi. Niektóre reakcje są generalnie niemożliwe bez obecności katalizatora:
2H 2 O 2 \u003d 2H 2 O + O 2 (katalizator MnO2)
Często jeden z produktów reakcji służy jako katalizator przyspieszający tę reakcję (reakcje autokatalityczne):
MeO + 2HF \u003d MeF 2 + H 2 O, gdzie Me jest metalem.
Przykłady rozwiązywania problemów
PRZYKŁAD 1
Stałe materiały wyjściowe mogą również reagować ze sobą podczas ich przestrzennej separacji. Pod tym względem, w przeciwieństwie do konwencjonalnych reakcji w fazie stałej, nie jest konieczne stosowanie materiałów wyjściowych w ilościach stechiometrycznych. Produkt końcowy, niezależnie od proporcji materiałów wyjściowych, będzie miał skład stechiometryczny.
Stałe materiały wyjściowe i produkty reakcji nie wpływają na przesunięcie heterogenicznej równowagi chemicznej.
Stałe materiały wyjściowe mogą również reagować ze sobą podczas ich przestrzennej separacji. Pod tym względem doskonała Produkt końcowy, niezależnie od proporcji materiałów wyjściowych, będzie miał skład stechiometryczny.
Reakcje pomiędzy stałymi materiałami wyjściowymi mogą być przyspieszone dzięki temu, że ciała stałe są połączone ze sobą poprzez reakcję transportu. Można przewidywać, że zasada ta zostanie przeniesiona na liczne reakcje między ciałami stałymi. Jednocześnie szczególnie korzystne jest, aby na podstawie prostych koncepcji teoretycznych dobrać odpowiednie reakcje transportu.
Skład granulometryczny załadowanych cząstek stałego materiału wyjściowego oraz reżim hydrodynamiczny procesu nie ulegają zmianie.
W reakcji chemicznej biorą udział tylko te cząsteczki stałego materiału wyjściowego AI, które dostają się do centrów adsorpcji wypełnionych substancją AZ.
Zatem skład wytopu przy ciągłym dopływie stałych substancji wyjściowych jest określony przez stosunek PiSy / p2sH, a przy różne rozmiary kawałki wapna i węgla, otrzymujemy inny skład wytopu.
Aby otrzymać ekstrakt wodny, 50-80 mg stałego materiału wyjściowego gotuje się przez kilka minut z 3 ml wody, którą uzupełnia się kroplami podczas odparowywania roztworu. Ekstrakt wodny o odczynie obojętnym (wyciąg wodny neutralny) może zawierać kationy przeszkadzające, które należy usunąć sodą w taki sam sposób, jak badany obiekt jest cieczą (patrz s. W wyniku neutralizacji alkalicznej (po działanie cieczy sodowej) i oddzielenie osadu otrzymuje przygotowany roztwór.
Krzywe tempo-czas rozkładu szczawianu srebra. D110 C. Kropki wskazują wyniki eksperymentów bez przerw, kółka wskazują eksperyment z przerwami 60 minut. (/ i 30 min. (//. Takie eksperymenty pokazują jednocześnie, że proste mieszanie stałego materiału wyjściowego ze stałym produktem może nie wystarczyć do wykrycia działania autokatalitycznego tego ostatniego.
Chemiczny- proces technologiczny, w którym gazowe substancje wyjściowe są przedmuchiwane przez otwory z dna aparatu, a stałe substancje wyjściowe wydają się wrzeć, będąc cały czas w stanie zawieszonym. W tym przypadku reakcje zachodzą w samym złożu fluidalnym.
Chemia to proces technologiczny, w którym gazowe substancje wyjściowe są wdmuchiwane przez otwory z dna aparatu, a stałe substancje wyjściowe wydają się wrzeć, pozostając cały czas w stanie zawieszonym. W tym przypadku reakcje zachodzą w samym złożu fluidalnym.
Typowe krzywe a f (t procesu termicznej dysocjacji ciał stałych. Objaśnienia podano w tekście. Opisując przebieg termicznej dysocjacji najczęściej uzależnia się szybkość reakcji od składu fazy stałej wyrażonej stopniem przemiana (rozkład) a stałego materiału wyjściowego Na rys. VIII-12 przedstawiono najbardziej charakterystyczne zależności a od czasu reakcji.
W tabeli. 22 podsumowuje dane dotyczące możliwości znalezienia anionów we frakcjach analitycznych opisanych powyżej, wynikających z przygotowania roztworu ze stałego materiału wyjściowego do analizy.
W odwadnianiu dwuwodzianu szczawianu manganu badanym z punktu widzenia teorii Volmera, dla której za pomocą dyfrakcji rentgenowskiej dowiedziono powstania produktu amorficznego i jego późniejszej krystalizacji, wzrost jąder stałego, amorficznego produktu zaobserwowano nawet przed powstaniem krystalicznego produktu, który świadczy o szczególnych właściwościach katalitycznych interfejsu: stała substancja wyjściowa/stały produkt oraz do radiografii stan amorficzny. Krystalizacja produktu amorficznego może mieć jednak znaczenie dla wyjaśnienia zależności szybkości od prężności pary podczas rozkładu krystalicznych hydratów. W takich przypadkach tworzenie się bezpostaciowej warstwy produktu, która jest trudna do przeniknięcia przez cząsteczki wody, może prowadzić do zmniejszenia szybkości reakcji.
Ft - przepływ ciał stałych wchodzących do aparatu, kg / h; Fg (0) - przepływ materii gazowej wchodzącej do aparatu, kg / godzinę; Fg - przepływ substancji gazowej wchodzącej w interakcję chemiczną, kg / godzinę; Fr to objętość zajmowana przez fazę gazową w objętości reakcyjnej aparatu, m3; GT jest wagą stałego materiału wyjściowego w objętości reakcyjnej aparatu, kg; GT jest wagą gazowego materiału wyjściowego w objętości reakcyjnej aparatu, kg; с q - równoważne stężenie gazowej substancji źródłowej w objętości reakcyjnej aparatu, kg / m8; a jest współczynnikiem stechiometrycznym przejścia od przepływu substancji Fm do przepływu Fg; &g,/cg - współczynniki rozładunku fazy stałej i gazowej, l/godz.; K jest stałą szybkości reakcji; F (p) - funkcja, która odzwierciedla kolejność reakcji; X - współrzędna wyjściowa (temperatura); Ta jest stałą czasową modelu termicznego objętości reakcji aparatu; K7 - współczynnik wzmocnienia modelu cieplnego objętości reakcyjnej aparatu.
Mieszaninę 5 1 g trikarbonylku cyklopentadienylomanganu, 13,7 g trichlorku fosforu, 4-25 g chlorku glinu i 15 ml izopentanu ogrzewano z energicznym mieszaniem i utrzymywano w temperaturze 45 - 50°C przez 3 godziny. Przed ogrzewaniem mieszanina jest zawiesiną stałych materiałów wyjściowych w żółtym roztworze.
Ważne jest, aby ustalić, jakich jonów nie ma w próbce. Testy wstępne) są przeprowadzane głównie ze stałymi materiałami wyjściowymi, roztwory są odparowywane.
Bardzo często szybkość rozpuszczania materiał źródłowy jest na tyle nieznaczna lub produkt reakcji jest tak słabo rozpuszczalny, że nowa faza osadza się gęsto na pierwotnej i dzięki temu forma zewnętrzna powtarza kształt oryginalnej substancji. Takie przemiany zachodzące na granicy stałego materiału wyjściowego i prowadzące do wytwarzania stałych produktów końcowych nazywane są reakcjami topochilicznymi w wąskim znaczeniu tego słowa. W przeciwieństwie do reakcji zachodzących w objętości roztworu, stopień dyspersji produktów reakcji jest w tym przypadku podobny do dyspersji materiałów wyjściowych. Topochemiczny sposób patrzenia na to jest więc szczególny – ale ma zastosowanie w opisie katalizatorów, elektrolitycznego otrzymywania metali oraz w kwestiach korozji.
Jeśli ciśnienie pary sprzyja reakcji między ciałami stałymi, to tego samego należy oczekiwać od reakcji transportu chemicznego. Jakie możliwości dają reakcje transportu jako środek interakcji między stałymi materiałami wyjściowymi.
W reakcjach w fazie stałej transformacja może rozpocząć się tylko w większej części fazy, a następnie rozwinąć się na styku nowej i starej fazy. Takie reakcje, w których strefa lub front transformacji przechodzi wzdłuż granicy między stałym materiałem wyjściowym a produktem stałym, nazywane są topochemicznymi. Przykładem takich reakcji jest wietrzenie krystalicznych hydratów. Faraday również zauważył, że dobrze skrojony jasne kryształy Cu2SO4 - 5H2O nie tracą wody w suchym powietrzu przez długi czas. Jeśli natomiast na ich powierzchni zostanie przyłożona rysa lub pęknięcie, wówczas natychmiast rozpoczyna się gwałtowne odwodnienie kryształu, które zawsze rozprzestrzenia się z uszkodzonego obszaru.
Fakt, że wiele anionów można wykryć frakcyjnie, nie oznacza, że wykrycie anionów jest łatwiejszym zadaniem niż odkrycie kationów. Nawet przy ograniczonej liczbie anionów badanych w tym podręczniku, analiza przedstawia wielkie trudności, jeśli w badaniu podaje się stały materiał wyjściowy, który jest nierozpuszczalny w wodzie. Taka substancja poddawana jest działaniu sody (ekstraktu sodowego), co wiąże się z szeregiem komplikacji w pracy.
Pisząc reakcje między roztworami elektrolitów, za każdym razem trzeba sobie wyobrazić, czy istnieje jakaś przyczyna, która zakłóca rzeczywisty przebieg danej reakcji. Na przykład, jeśli roztwór elektrolitu wchodzi w interakcję z ciałami stałymi i jednocześnie jeden z produktów jest słabo rozpuszczalny, to reakcja może szybko zatrzymać się ze względu na to, że na powierzchni ciała stałego tworzy się warstwa tego samego stałego produktu reakcji materiał wyjściowy, który zapobiega jego dalszemu występowaniu. Dlatego aby uzyskać dwutlenek węgla Poprzez działanie kwasu na marmur pobierają kwas solny, a nie siarkowy, ponieważ w przypadku kwasu siarkowego marmur szybko pokrywa się warstwą gipsu (CaSO4 - 2H2O) i reakcja praktycznie nie zachodzi.
Reaktor ze złożem fluidalnym służy do reakcji bizmutu z fluorem. Technika syntezy w złożu fluidalnym zapożyczona z technologii ma następujące zalety: szybkie ustalenie równowagi termicznej w mieszaninie reakcyjnej, brak spiekania stałych produktów reakcji, dobra wymiana ciepła ze ściankami rur, duża powierzchnia stałych materiałów wyjściowych a zatem szybka konwersja.
W przypadku układu r - t wzrost powierzchni kontaktu fazowego uzyskuje się poprzez mielenie fazy stałej. Materiał gazowy styka się ze sproszkowanym materiałem wyjściowym na różne sposoby, na przykład stałe cząstki materiału są umieszczane na półkach reaktora, a strumień gazu przemieszcza się nad półkami. W innych przypadkach drobno rozdrobniony stały materiał wyjściowy jest rozpylany w strumieniu gazowego materiału wyjściowego w pustej objętości; w ten sposób paliwo pyłowe jest spalane w piecach kotłów parowych.
W szybkich procesach przemysłowych reakcje w mieszaninach ciał stałych zwykle przebiegają tysiące razy szybciej niż byłoby to możliwe przy bezpośrednim oddziaływaniu faz stałych. Grubość warstwy powstałego produktu jest prawie taka sama na całej powierzchni pokrytego nią ziarna. Tłumaczy się to tym, że reakcje zachodzące między stałymi materiałami wyjściowymi faktycznie przebiegają z udziałem fazy gazowej lub ciekłej.
W rozwoju chemii reakcji w stanie stałym często pojawiały się dyskusje na temat tego, czy ciała stałe mogą reagować ze sobą bez udziału cieczy lub gazu. Ten problem został teraz rozwiązany na korzyść istnienia reakcji czysto w fazie stałej. Interesujące jest jednak to, że można wykazać na całej serii przemian ze stałymi materiałami wyjściowymi, że pewna faza ciekła lub gazowa mimo to uczestniczy jako mediator reakcji. Należy jednak unikać uogólnień w tym zakresie – przeciwnie, w każdym indywidualnym przypadku należy eksperymentalnie zbadać stan układu. Budnikov i Ginstling zajmowali się takimi badaniami szczególnie szczegółowo.
Jeżeli problem substancji wyjściowej dla tworzenia ropy i gazu jako całości można uznać za rozwiązany, to problem mechanizmu powstawania ropy i gazu, który jest kluczowy, nadal wymaga szczegółowego rozwiązania. Wspólność kompozycji materia organiczna, skały osadowe i węglowodory (HC) są ważnym argumentem na rzecz biosferycznego źródła ropy i gazu. Oczywista jest również rola energii cieplnej (ogrzewania) w otrzymywaniu ciekłych i gazowych węglowodorów ze stałego materiału wyjściowego. Okoliczności te umożliwiły stworzenie koncepcji o ośrodkach wytwarzania węglowodorów oraz sformułowanie poglądów o głównych fazach powstawania gazu i ropy, które rozpowszechniły się na całym świecie.
Szybkość reakcji zachodzących bez udziału fazy gazowej i ciekłej jest tak mała, że nie mogą one mieć dużego praktycznego znaczenia w szybkich procesach przemysłowych. Ale w praktyce reakcje w mieszaninach ciał stałych zwykle przebiegają z szybkością tysiące razy wyższą niż byłoby to możliwe w przypadku bezpośredniego oddziaływania ciał stałych. Grubość warstwy powstałego produktu jest prawie taka sama na całej powierzchni pokrytego nią ziarna. Tłumaczy się to tym, że reakcje zachodzące między stałymi materiałami wyjściowymi faktycznie przebiegają z udziałem fazy gazowej lub ciekłej.
Szybkość takich reakcji przebiegających bez udziału fazy gazowej i ciekłej jest tak mała, że nie mogą one mieć dużego praktycznego znaczenia w szybkich procesach przemysłowych prowadzonych w szczególności przy wytwarzaniu soli. W praktyce reakcje w mieszaninach ciał stałych zwykle przebiegają tysiące razy szybciej niż byłoby to możliwe w przypadku bezpośredniego oddziaływania ciał stałych. Grubość warstwy powstałego produktu jest prawie taka sama na całej powierzchni pokrytego nią ziarna. Tłumaczy się to tym, że reakcje zachodzące między stałymi materiałami wyjściowymi faktycznie przebiegają z udziałem fazy gazowej lub ciekłej.
Szybkość reakcji zachodzących bez udziału fazy gazowej i ciekłej jest tak mała, że nie mogą one mieć dużego praktycznego znaczenia w szybkich procesach przemysłowych. Ale w praktyce reakcje w mieszaninach ciał stałych zwykle przebiegają z szybkością tysiące razy większą lub niż byłoby to możliwe w przypadku bezpośredniego oddziaływania ciał stałych. Grubość warstwy powstałego produktu jest prawie taka sama na całej powierzchni pokrytego nią ziarna. Tłumaczy się to tym, że reakcje zachodzące między stałymi materiałami wyjściowymi faktycznie przebiegają z udziałem fazy gazowej lub ciekłej.
To niewiarygodne, że te naprężenia ściskające, w stosunku do których ciała stałe są silniejsze niż w stosunku do napięcia, osiągnęły wartość niezbędną do zniszczenia mikroskopijnych kryształów. Bezpośrednie eksperymenty w celu zbadania zależności szybkości rozkładu nadmanganianu potasu od wielkości powierzchni, co jest odwrotnie proporcjonalne. To pokazuje, że sama fragmentacja nie zawsze jest przyczyną obserwowanego przyspieszenia reakcji. Wyjaśnienie przyspieszenia reakcji substancji stałych przez istnienie reakcji rozgałęzionych łańcuchów również napotyka pewne trudności. Warunki w fazie stałej różnią się znacznie od warunków w fazie gazowej lub ciekłej pod względem niejednorodności. Jeśli istnieje mechanizm łańcuchowy, to taka reakcja jest nadal ograniczona przez granicę między stałym materiałem wyjściowym a produktem reakcji. W konsekwencji, nawet w obecności mechanizmu łańcuchowego, pojawia się pytanie o przyczyny specjalne właściwości interfejsy: bryła macierzysta/produkt bryłowy.
2. Materiały wyjściowe i metody eksperymentalne
2.1. Materiały wyjściowe i ich analiza
Fosfor, fluor i lit wprowadzono w postaci diwodorofosforanu amonu suszonego w 100°C oraz fluorku litu i węglanu litu suszonego w 200°C. Reaktywny tlenek niklu (szary, niestechiometryczny) kalcynowano w temperaturze 900°C w celu przekształcenia w zielony stechiometryczny NiO. Reaktywny tlenek kobaltu (+2) zastosowano w postaci niekalcynowanej (analiza fazy rentgenowskiej potwierdziła, że rzeczywiście był to CoO, a nie Co3O4). Przetestowano także inne odczynniki pod kątem wprowadzania metali przejściowych: węglany kobaltu i manganu, octan niklu, a także szczawiany manganu i żelaza (+2) wytrącane z roztworów wodnych. Do przeprowadzenia tej części doświadczeń pobrano sole rozpuszczalne: siarczan żelaza (+2) i chlorek manganu (+2), rozpuszczono je w gorącej wodzie destylowanej i dodano do nich gorący roztwór szczawianu amonu. Po schłodzeniu osad odsączono na lejku Buchnera, przemyto wodą destylowaną aż do usunięcia jonów siarczanowych lub chlorkowych i osuszono w temperatura pokojowa parę dni.
Nie ma pewności, że te węglany, szczawiany i octany dokładnie odpowiadają idealnym wzorom: podczas przechowywania możliwa jest utrata lub pozyskiwanie wody, hydroliza i utlenianie. Dlatego konieczna była ich analiza. W tym celu trzy równoległe próbki każdej z substancji wyjściowych zostały wypalone do stałej masy i zważone w postaci tlenków. Temperaturę kalcynacji dobrano na podstawie danych literaturowych dotyczących stabilności form wagowych: do uzyskania Fe 2 O 3 , NiO - 900°C, do uzyskania Co 3 O 4 i Mn 2 O 3 - 750°C.
2.2. Przeprowadzanie syntez
Gdy fluorek litu jest ogrzewany z diwodorofosforanem amonu, możliwe jest ulatnianie się fluorowodoru. Dlatego przeprowadzenie syntezy w jednym etapie jest prawie niemożliwe. Najpierw musisz zdobyć LiMPO 4, a dopiero potem całkowite usunięcie woda, możesz dodać fluorek litu.
Można więc wyróżnić dwa etapy.
(1) 2NH 4 H 2 PO 4 + Li 2 CO 3 + 2MO ® 2 LiMPO 4 + 2NH 3 + CO 2 + 2H 2 O.
Tutaj MO jest tlenkiem (NiO, CoO) lub związkiem rozkładającym się do tlenku.
(2) LiMPO 4 + LiF® Li 2 MPO 4 F
Próbki substancji zmieszano i zmielono w moździerzu do jaspisu do uzyskania jednorodnej masy, następnie tabletki sprasowano, utrzymywano w temperaturze 150–170 °C przez 2 godziny w celu usunięcia większości składników lotnych (w przypadku natychmiastowego podgrzania do większej wysokie temperatury, następuje topienie i zaburzenie jednorodności tabletki). Następnie temperaturę stopniowo podnoszono, okresowo mieląc mieszaninę, aż do uzyskania prawie czystego LiMPO4. Wypalanie przeprowadzono albo w piec muflowy lub w atmosferze obojętnej w piecu rurowym.
Ze względu na brak gazów obojętnych w butlach, azot musiał być pozyskiwany przez ogrzewanie wodnego roztworu chlorku amonu i azotynu baru. Kolbę, w której zachodziła główna reakcja wytwarzania azotu (reakcja egzotermiczna, lekkie ogrzewanie), połączono z dwiema podkładkami z roztworem siarczanu dichromianu potasu w celu wychwytywania ewentualnych zanieczyszczeń amoniaku i tlenku azotu, a następnie z rurą żarową z porowatą granulki miedzi do oczyszczania z tlenu i tlenków azotu, następnie z żelem krzemionkowym do wstępnego suszenia i dwa przemycia stężonym kwasem siarkowym w celu pełniejszego wychwytywania pary wodnej. Podkładki te były połączone z rurką zawierającą mieszaninę substancji w postaci skompresowanej w łódkach niklowych. Najpierw przez instalację przepuszczono trzykrotną objętość azotu w celu usunięcia powietrza, a dopiero potem rozpoczęto ogrzewanie. Po zakończeniu wypalania próbki chłodzono w strumieniu azotu, aby zapobiec utlenianiu powietrza.
Produkty zostały sprawdzone metodą rentgenowskiej analizy fazowej i przeszły do drugiego etapu doświadczeń, w tym celu otrzymane tabletki zmielono z obliczoną masą fluorku litu i po sprasowaniu kontynuowano wypalanie w piecu muflowym lub w obojętnym atmosfera w piecu rurowym zgodnie z rozważaną technologią. Aby zapewnić pełniejsze wiązanie fosforanów, fluorek litu wprowadzono w nadmiarze 5%. Nadmiar ten wynosi tylko 0,7% wag. mieszaniny i jest mniej znaczące niż domieszka nieprzereagowanego fosforanu.
2.3. Radiografia
Rentgenowska analizę fazową przeprowadzono na dyfraktometrze DRON-2.0 w promieniowaniu miedzi Ka. Promieniowanie to nie jest zbyt odpowiednie dla związków, w których obecne jest żelazo, a zwłaszcza kobalt, ponieważ jest silnie pochłaniane przez atomy tych pierwiastków i wzbudza własne promieniowanie rentgenowskie. W rezultacie maksima dyfrakcyjne są osłabione, a tło gwałtownie wzrasta. W związku z tym zmniejsza się czułość analizy fazowej, maleje liczba obserwowanych odbić, a dokładność ich pomiaru pogarsza się z powodu silnych wahań natężenia. Aby przezwyciężyć te trudności, należy zastosować lampę rentgenowską z inną anodą, np. kobaltową (ale wtedy te same problemy powstałyby przy związkach manganu) lub zainstalować monochromator na wiązce ugiętej. Ale nie mieliśmy takiej możliwości, dlatego w celu zmniejszenia błędów statystycznych strzelanie do związku kobaltu musiało być kilkakrotnie powtarzane.
W analizie faz wykorzystano bazę danych dyfrakcji proszkowej PDF-2.
Glawa 6
Kinetyka chemiczna. bilans chemiczny.
6.1.Chemicznykinetyka.
Kinetyka chemiczna- dział chemii zajmujący się badaniem szybkości i mechanizmów procesów chemicznych oraz ich zależności od różnych czynników.
Studium kinetyki reakcje chemiczne pozwala zarówno określić mechanizmy procesów chemicznych, jak i sterować procesami chemicznymi w ich praktycznej realizacji.
Każdy proces chemiczny to konwersja reagentów w produkty reakcji:
reagenty → stan przejściowy → produkty reakcji.
Odczynniki (substancje źródłowe) - substancje wchodzące w proces interakcji chemicznej.
produkty reakcji- substancje powstałe pod koniec procesu przemiany chemicznej. W procesach odwracalnych produktami reakcji do przodu są reagenty reakcji odwrotnej.
nieodwracalne reakcje- reakcje przebiegające w danych warunkach prawie w jednym kierunku (oznaczone znakiem →).
Na przykład:
CaCO 3 → CaO + CO 2
Reakcje odwracalne- reakcje przebiegające jednocześnie w dwóch przeciwnych kierunkach (oznaczone znakiem).
stan przejściowy (aktywowany kompleks) - jest to stan układu chemicznego, który jest pośrednim pomiędzy materiałami wyjściowymi (odczynnikami) a produktami reakcji. W tym stanie stare wiązania chemiczne ulegają zerwaniu i tworzą się nowe wiązania chemiczne. Ponadto aktywowany kompleks jest przekształcany w produkty reakcji.
Większość reakcji chemicznych to złożony i składa się z kilku etapów, zwanych reakcje elementarne .
elementarna reakcja- pojedynczy akt formacji lub zerwania wiązanie chemiczne. Zbiór reakcji elementarnych składających się na reakcję chemiczną determinuje: mechanizm reakcji chemicznej.
Równanie reakcji chemicznej zwykle wskazuje stan początkowy układu (substancje początkowe) i jego stan końcowy (produkty reakcji). Jednocześnie rzeczywisty mechanizm reakcji chemicznej może być dość złożony i obejmować: cała linia reakcje elementarne. Złożone reakcje chemiczne są odwracalne, równoległe, szeregowe oraz inne reakcje wieloetapowe (reakcje łańcuchowe , sprzężone reakcje itp.).
Jeżeli szybkości różnych etapów reakcji chemicznej różnią się znacznie, to szybkość reakcji złożonej jako całości zależy od szybkości jej najwolniejszego etapu. Ten etap (reakcja elementarna) nazywa się etap ograniczający.
W zależności od stanu fazowego substancji reagujących, istnieją dwa rodzaje reakcji chemicznych: jednorodny oraz heterogeniczny.
faza część systemu, która różni się pod względem fizycznym i właściwości chemiczne od innych części systemu i oddzielone od nich interfejsem. Systemy jednofazowe nazywane są systemy jednorodne, z kilku faz – heterogeniczny. Przykładem układu jednorodnego może być powietrze, które jest mieszaniną substancji (azotu, tlenu itp.) znajdujących się w tej samej fazie gazowej. Przykładem niejednorodnego układu dwufazowego jest zawiesina kredy (stała) w wodzie (ciecz).
W związku z tym nazywane są reakcje, w których substancje oddziałujące znajdują się w tej samej fazie jednorodne reakcje. Oddziaływanie substancji w takich reakcjach zachodzi w całej objętości przestrzeni reakcyjnej.
Reakcje heterogeniczne obejmują reakcje zachodzące na granicy faz. Przykładem reakcji heterogenicznej jest reakcja cynku (faza stała) z roztworem kwasu solnego (faza ciekła). W układzie heterogenicznym reakcja zachodzi zawsze na styku dwóch faz, ponieważ tylko tutaj reagujące substancje znajdujące się w różnych fazach mogą zderzać się ze sobą.
Reakcje chemiczne są zwykle rozróżniane przez ich molekularność, tych. zgodnie z liczbą cząsteczek zaangażowanych w każdy elementarny akt interakcji . Na tej podstawie rozróżnia się reakcje monomolekularne, bimolekularne i trimolekularne.
Monomolekularny zwane reakcjami, w których aktem elementarnym jest przemiana chemiczna jednej cząsteczki , Na przykład:
bimolekularny uważane reakcje, w których akt elementarny zachodzi, gdy zderzają się dwie cząsteczki, na przykład:
W trójcząsteczkowy reakcje, elementarny akt przeprowadzany jest z jednoczesnym zderzeniem trzech cząsteczek, na przykład:
Zderzenie więcej niż trzech cząsteczek jednocześnie jest prawie nieprawdopodobne, dlatego w praktyce reakcje o większej cząsteczce nie występują.
Szybkości reakcji chemicznych mogą się znacznie różnić. Reakcje chemiczne mogą przebiegać bardzo powoli, przez cały czas okresy geologiczne, takich jak wietrzenie skały, czyli przemiana glinokrzemianów:
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.
ortoklaz - kwarc potażowy skalenia. kaolinit piaskowy (glina)
Niektóre reakcje zachodzą niemal natychmiast, na przykład wybuch czarnego prochu, który jest mieszaniną węgla, siarki i azotanu:
3C + S + 2KNO 3 = N 2 + 3CO 2 + K 2 S.
Szybkość reakcji chemicznej jest ilościową miarą intensywności jej występowania.
Ogólnie pod szybkością reakcji chemicznej zrozumieć liczbę reakcji elementarnych zachodzących w jednostce czasu w jednostce przestrzeni reakcyjnej.
Ponieważ dla procesów jednorodnych przestrzeń reakcyjna jest objętością naczynia reakcyjnego, to
dla reakcji jednorodnych z Szybkość reakcji chemicznej zależy od ilości substancji, która przereagowała w jednostce czasu na jednostkę objętości.
Biorąc pod uwagę, że ilość substancji zawarta w określonej objętości charakteryzuje stężenie substancji, wtedy
Szybkość reakcji jest wartością pokazującą zmianę stężenia molowego jednej z substancji w jednostce czasu.
Jeżeli przy stałej objętości i temperaturze stężenie jednego z reagentów zmniejsza się od z 1 do z 2 na okres od t 1 do t 2 , to zgodnie z definicją szybkość reakcji dla danego okresu czasu (średnia szybkość reakcji) jest równa:
Zwykle dla reakcji jednorodnych wymiar szybkości V[mol/l s].
Ponieważ dla reakcji heterogenicznych przestrzeń reakcyjna jest powierzchnia , na którym zachodzi reakcja, to dla heterogenicznych reakcji chemicznych szybkość reakcji odnosi się do jednostkowego pola powierzchni, na której zachodzi reakcja. W związku z tym średnia szybkość reakcji heterogenicznej ma postać:
gdzie S to powierzchnia, na której zachodzi reakcja.
Wymiar szybkości reakcji heterogenicznych wynosi [mol/l s m 2 ].
Szybkość reakcji chemicznej zależy od wielu czynników:
charakter reagentów;
stężenia reagentów;
ciśnienie (dla instalacje gazowe);
temperatura systemu;
pole powierzchni (dla systemów heterogenicznych);
obecność katalizatora w układzie i inne czynniki.
Ponieważ każde oddziaływanie chemiczne jest wynikiem zderzeń cząstek, wzrost stężenia (liczby cząstek w danej objętości) prowadzi do częstszych zderzeń, a w efekcie do wzrostu szybkości reakcji. Zależność szybkości reakcji chemicznych od stężeń molowych reagentów opisuje podstawowe prawo kinetyki chemicznej - prawo mas działających , który został sformułowany w 1865 r. przez N.N.Beketova, a w 1867 r. przez K.M.Guldberga i P.Waage'a.
Prawo mas działających brzmi: szybkość elementarnej reakcji chemicznej w stałej temperaturze jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężeń molowych reagentów w potęgach równych ich współczynnikom stechiometrycznym.
Nazywa się równanie wyrażające zależność szybkości reakcji od stężenia każdej substancji równanie kinetyczne reakcji .
Należy zauważyć, że prawo działania masy ma pełne zastosowanie tylko do najprostszych reakcji jednorodnych. Jeżeli reakcja przebiega w kilku etapach, to prawo obowiązuje dla każdego z etapów i szybkość złożonego procesu chemicznego zależy od szybkości najwolniejszej reakcji, która jest etap ograniczający cały proces.
W ogólnym przypadku, jeśli reakcja elementarna wejdzie jednocześnie t cząsteczki substancji ALE oraz n cząsteczki substancji W:
mALE + nW = Z,
to równanie na szybkość reakcji (równanie kinetyczne) wygląda jak:
gdzie k jest współczynnikiem proporcjonalności, który nazywa się stała szybkość Reakcja chemiczna; [ ALE ALE; [B] to stężenie molowe substancji B; m oraz n są współczynnikami stechiometrycznymi w równaniu reakcji.
Rozumieć fizyczne znaczenie stałej szybkości reakcji , należy przyjąć w powyższych równaniach dla stężenia reagentów [ ALE] = 1 mol/l i [ W] = 1 mol/l (lub przyrównać swój produkt do jedności), a następnie:
Stąd jasne jest, że stała szybkości reakcji k jest liczbowo równe szybkości reakcji, w której stężenia reagentów (lub ich iloczynów w równaniach kinetycznych) są równe jedności.
Stała szybkości reakcji k zależy od charakteru reagentów i temperatury, ale nie zależy od wartości stężenia reagentów.
W przypadku reakcji heterogenicznych stężenie fazy stałej nie jest uwzględniane w wyrażeniu na szybkość reakcji chemicznej.
Na przykład w reakcji syntezy metanu:
Jeżeli reakcja zachodzi w fazie gazowej, to zmiana ciśnienia w układzie ma istotny wpływ na jej szybkość, ponieważ zmiana ciśnienia w fazie gazowej prowadzi do proporcjonalnej zmiany stężenia. Tak więc wzrost ciśnienia prowadzi do proporcjonalnego wzrostu stężenia, a spadek ciśnienia odpowiednio zmniejsza stężenie gazowego reagenta.
Zmiana ciśnienia praktycznie nie ma wpływu na stężenie substancji ciekłych i stałych (stan skondensowany substancji) i nie wpływa na szybkość reakcji zachodzących w fazie ciekłej lub stałej.
Reakcje chemiczne zachodzą w wyniku zderzenia cząstek reagujących substancji. Jednak nie każde zderzenie cząstek reagentów jest wydajny , tj. prowadzi do powstania produktów reakcji. Tylko cząstki o wyższej energii aktywne cząstki zdolny do przeprowadzenia reakcji chemicznej. Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta energia kinetyczna cząstek i zwiększa się liczba cząstek aktywnych, a zatem wzrasta tempo procesów chemicznych.
Określa się zależność szybkości reakcji od temperatury Zasada van't Hoffa : na każde 10 0 C wzrost temperatury, szybkość reakcji chemicznej wzrasta od dwóch do czterech razy.
V 1 to szybkość reakcji w początkowej temperaturze układu t 1 , V 2 to szybkość reakcji w końcowej temperaturze układu t 2 ,
γ to współczynnik temperaturowy reakcji (współczynnik van't Hoffa), równy 2÷4.
Znajomość wartości współczynnika temperaturowego γ pozwala obliczyć zmianę szybkości reakcji wraz ze wzrostem temperatury od T 1 do T 2. W takim przypadku możesz skorzystać ze wzoru:
Oczywiście wraz ze wzrostem temperatury postęp arytmetyczny szybkość reakcji rośnie wykładniczo. Wpływ temperatury na szybkość reakcji jest większy więcej wartości współczynnik temperaturowy reakcji g.
Należy zauważyć, że reguła van't Hoffa jest przybliżona i ma zastosowanie jedynie do przybliżonej oceny wpływu niewielkich zmian temperatury na szybkość reakcji.
Można podać energię potrzebną do zajścia reakcji różne wpływy(ciepło, światło, Elektryczność, promieniowanie laserowe plazma, promieniowanie radioaktywne, wysokie ciśnienie itp.).
Reakcje można podzielić na termiczne, fotochemiczne, elektrochemiczne, radiacyjno-chemiczne itd. Przy wszystkich tych wpływach wzrasta proporcja aktywnych cząsteczek, które mają energię równą lub większą niż minimalna energia wymagana do tej interakcji E min.
Kiedy zderzają się aktywne cząsteczki, tzw aktywowany kompleks , w którym następuje redystrybucja atomów.
Energia potrzebna do zwiększenia średniej energii cząsteczek reagujących substancji do energii aktywowanego kompleksu nazywana jest energią aktywacji Ea.
Energię aktywacji można uznać za dodatkową energię, którą cząsteczki substratów muszą uzyskać, aby przezwyciężyć pewną bariera energetyczna . Tak więc E a Ra na różnicy między średnią energią reagujących cząstek mi ref i energia aktywowanego kompleksu mi min. Energia aktywacji zależy od charakteru reagentów. Oznaczający E a waha się od 0 do 400 kJ. Jeśli wartość E a przekracza 150 kJ, wtedy takie reakcje praktycznie nie zachodzą w temperaturach zbliżonych do normy.
Zmianę energii układu podczas reakcji można przedstawić graficznie za pomocą poniższego wykresu energii (rys. 6.1).
|
Ryż. 6.1. Wykres energetyczny reakcji egzotermicznej:
E ref jest średnią energią substancji wyjściowych; E prod jest średnią energią produktów reakcji; E min to energia aktywowanego kompleksu; E akt - energia aktywacji; ΔH p - efekt cieplny reakcji chemicznej
Z wykresu energetycznego widać, że różnica między wartościami energetycznymi produktów reakcji a energią substancji wyjściowych będzie efektem termicznym reakcji.
E prod. – E ref. \u003d ΔH p.
Według równanie Arrheniusa, im wyższa wartość energii aktywacji mi akt, tym większa stała szybkości reakcji chemicznej k zależny od temperatury:
mi- energia aktywacji (J/mol),
R jest uniwersalną stałą gazową,
T to temperatura w K,
ALE- stała Arrheniusa,
mi\u003d 2,718 - podstawa logarytmów naturalnych.
Katalizatory- Są to substancje zwiększające szybkość reakcji chemicznej. Wchodzą w interakcję z odczynnikami, tworząc półprodukt związek chemiczny i są uwalniane pod koniec reakcji. Nazywa się wpływ katalizatorów na reakcje chemiczne kataliza.
Na przykład mieszanina proszku aluminiowego i krystalicznego jodu w temperaturze pokojowej nie wykazuje zauważalnych oznak interakcji, ale wystarczy kropla wody, aby wywołać gwałtowną reakcję:
Wyróżnić kataliza jednorodna (katalizator tworzy jednorodny układ z reagentami, na przykład mieszaniną gazów) i heterogeniczny kataliza (katalizator i reagenty są w różnych fazach, a proces katalityczny zachodzi na granicy faz).
Wyjaśnić mechanizm katalizy homogenicznej najbardziej rozpowszechniony Odebrane teoria pośrednia (zaproponowana przez francuskiego badacza Sabatiera i rozwinięta w pracach rosyjskiego naukowca N.D. Zelinsky'ego). Zgodnie z tą teorią powolny proces, taki jak reakcja:
w obecności katalizatora przebiega szybko, ale w dwóch etapach. W pierwszym etapie procesu powstaje związek pośredni jednego z reagentów z katalizatorem Kot.
Pierwszy etap:
A + kat = A.∙. kot.
Powstały związek na drugim etapie tworzy aktywowany kompleks z innym odczynnikiem [ A.∙.kat.∙.B], który zamienia się w produkt końcowy AB z regeneracją katalizatora kat.
Drugi etap:
A.∙.kat + B = = AB + kat.
Pośrednie oddziaływanie katalizatora z reagentami kieruje proces do: nowy sposób, charakteryzujący się niższą barierą energetyczną. Zatem, mechanizm działania katalizatorów wiąże się ze spadkiem energii aktywacji reakcji na skutek powstawania związków pośrednich.
Przykładem jest powolna reakcja:
2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3 powoli.
W przemysłowej metodzie azotowej wytwarzania kwasu siarkowego jako katalizator stosuje się tlenek azotu (II), co znacznie przyspiesza reakcję:
Kataliza heterogeniczna jest szeroko stosowana w procesach rafinacji ropy naftowej. Katalizatory to platyna, nikiel, tlenek glinu itp. Uwodornienie olej roślinny działa na katalizatorze niklowym (nikiel na ziemi okrzemkowej) itp.
Przykładem katalizy heterogenicznej jest utlenianie SO 2 do SO 3 na katalizatorze V 2 O 5 przy produkcji kwasu siarkowego metodą kontaktową.
Substancje zwiększające aktywność katalizatora nazywane są promotorzy (lub aktywatory). W takim przypadku same promotory mogą nie mieć właściwości katalitycznych.
trucizny katalityczne - ciała obce w mieszaninie reakcyjnej, co prowadzi do częściowej lub całkowitej utraty aktywności katalizatora. Tak więc ślady fosforu i arsenu powodują szybka strata aktywność katalizatora V 2 O 5 w utlenianiu SO 2 do SO 3.
Wiele z najważniejszych gałęzi przemysłu chemicznego, takich jak produkcja kwasu siarkowego, amoniaku, kwasu azotowego, kauczuku syntetycznego, szereg polimerów itp. odbywa się w obecności katalizatorów.
Reakcje biochemiczne w organizmach roślinnych i zwierzęcych ulegają przyspieszeniu katalizatory biochemiczne – enzymy.
Ostry możliwe jest spowolnienie przebiegu niepożądanych procesów chemicznych poprzez dodanie do medium reakcyjnego specjalnych substancji - inhibitory. Na przykład, aby opóźnić niepożądane procesy korozyjnego niszczenia metali, szeroko stosuje się różne metody. inhibitory korozji metali .
6.1.1. Pytania do samokontroli wiedzy teoretycznej
na temat „Kinetyka chemiczna”
1. Co bada kinetyka chemiczna?
2. Co powszechnie rozumie się pod pojęciem „odczynniki”?
3. Co powszechnie rozumie się pod pojęciem „produkty reakcji”?
4. Jak wskazują procesy odwracalne w reakcjach chemicznych?
5. Co powszechnie rozumie się pod pojęciem „kompleks aktywowany”?
6. Co to jest reakcja elementarna?
7. Jakie reakcje są uważane za złożone?
8. Jaki etap reakcji nazywamy etapem ograniczającym?
9. Zdefiniuj pojęcie „fazy”?
10. Jakie systemy są uważane za jednorodne?
11. Jakie systemy są uważane za heterogeniczne?
12. Podaj przykłady systemów jednorodnych.
13. Podaj przykłady systemów heterogenicznych.
14. Co uważa się za „molekularność” reakcji?
15. Co oznacza termin „szybkość reakcji chemicznej”?
16. Podaj przykłady szybkich i wolnych reakcji.
17. Co oznacza termin „szybkość jednorodnej reakcji chemicznej”?
18. Co oznacza termin „szybkość heterogenicznej reakcji chemicznej”?
19. Jakie czynniki determinują szybkość reakcji chemicznej?
20. Sformułuj podstawowe prawo kinetyki chemicznej.
21. Jaka jest stała szybkości reakcji chemicznych?
22. Od jakich czynników zależy stała szybkości reakcji chemicznych?
23. Stężenie jakich substancji nie jest uwzględnione w równaniu kinetycznym reakcji chemicznych?
24. Jak szybkość reakcji chemicznej zależy od ciśnienia?
25. Jak szybkość reakcji chemicznej zależy od temperatury?
26. Jak sformułowana jest reguła Van't Hoffa?
27. Jaki jest „współczynnik temperaturowy reakcji chemicznej”?
28. Zdefiniuj pojęcie „energia aktywacji”.
29. Podaj definicję pojęcia „katalizator reakcji chemicznej”?
30. Co to jest kataliza homogeniczna?
31. Co to jest kataliza heterogeniczna?
32. Jak wyjaśniony jest mechanizm działania katalizatora w katalizie homogenicznej?
33. Podaj przykłady reakcji katalitycznych.
34. Czym są enzymy?
35. Kim są promotorzy?
6.1.2. Przykłady rozwiązywania typowych problemów
na temat „Kinetyka chemiczna”
Przykład 1. Szybkość reakcji zależy od pola powierzchni kontaktu reagentów:
1) kwas siarkowy roztworem chlorku baru,
2) spalanie wodoru w chlorze,
3) kwas siarkowy z roztworem wodorotlenku potasu,
4) spalanie żelaza w tlenie.
Szybkość reakcji heterogenicznych zależy od powierzchni kontaktu reagujących substancji. Wśród powyższych reakcji reakcja heterogeniczna, tj. charakteryzuje się obecnością różnych faz, jest reakcją spalania żelaza (faza stała) w tlenie (faza gazowa).
Odpowiedź. 3.
Przykład 2 Jak zmieni się szybkość reakcji?
2H2 (g) + O2 (G) \u003d 2H2O (g)
kiedy stężenie substancji wyjściowych jest podwojone?
Napiszmy równanie kinetyczne reakcji, które ustala zależność szybkości reakcji od stężenia reagentów:
V 1 = k [H 2 ] 2 [О 2 ].
Jeżeli stężenia substancji wyjściowych zostaną zwiększone 2 razy, równanie kinetyczne przyjmie postać:
V 2 = k (2 [H 2 ]) 2 2 [О 2 ] = 8 k [H 2 ] 2 [О 2 ], czyli
Przy dwukrotnym wzroście stężenia substancji wyjściowych szybkość tej reakcji wzrosła ośmiokrotnie.
Odpowiedź. osiem.
Przykład 3 Jak zmieni się szybkość reakcji, jeśli całkowite ciśnienie w układzie CH 4 (G) + 2O 2 (G) \u003d CO 2 (G) + 2H 2 O (G) zmniejszy się 5-krotnie?
Zgodnie z równaniem kinetycznym reakcji, szybkość tej reakcji będzie wyznaczona przez:
V 1 = k[CO 4] [O 2] 2.
Jeżeli ciśnienie zmniejszy się pięciokrotnie, stężenie każdej z substancji gazowych również zmniejszy się pięciokrotnie. Równanie kinetyczne reakcji w tych warunkach będzie następujące:
można stwierdzić, że szybkość reakcji zmniejszyła się 125-krotnie.
Odpowiedź. 125.
Przykład 4 Jak zmieni się szybkość reakcji charakteryzującej się współczynnikiem temperatury reakcji 3, jeśli temperatura w układzie wzrośnie z 20 do 60°C?
Decyzja. Zgodnie z zasadą van't Hoffa
Wraz ze wzrostem temperatury o 40 0 C szybkość tej reakcji wzrosła 81-krotnie
Odpowiedź. 81.
6.1.3. Pytania i ćwiczenia do samodzielnego przygotowania
Szybkość reakcji chemicznych
1. W zależności od stanu fizycznego reagentów reakcje chemiczne dzieli się na:
1) egzotermiczne i endotermiczne,
2) odwracalne i nieodwracalne,
3) katalityczne i niekatalityczne,
4) jednorodne i niejednorodne.
2. Wskaż liczbę lub sumę liczb warunkowych, pod którymi podane są reakcje jednorodne:
3. Wskaż liczbę lub sumę liczb warunkowych, pod którymi podane są wyrażenia, które można wykorzystać do obliczenia szybkości reakcji jednorodnej:
4. Jednostką miary szybkości reakcji jednorodnej może być:
1) mol/l s,
3) mol/l ,
4) l/mol.
5. Wskaż liczbę lub sumę liczb warunkowych, pod którymi podane są wyrażenia godziwe. Podczas jednorodnej reakcji
ALE + 2B® 2 C + D:
1) koncentracja ALE oraz W maleją
2) koncentracja Z wzrasta szybciej niż koncentracja D,
4) koncentracja W zmniejsza się szybciej niż stężenie ALE,
8) szybkość reakcji pozostaje stała.
6. Jaka liczba pokazuje linię, która poprawnie odzwierciedla zmianę w czasie stężenia substancji powstałej w reakcji:
|
|
|
|
|
|
|
|
7. Zmiana w czasie stężenia substancji wyjściowej w reakcji zachodzącej do końca, Prawidłowy krzywa opisuje:
|
|
|
|
|
|
9. Wskaż liczbę lub sumę liczb warunkowych, pod którymi podane są reakcje, których szybkość nie zależy na jakiej substancji jest obliczany?
10. Wskaż liczbę lub sumę liczb warunkowych, pod którymi podane są czynniki wpływające na szybkość reakcji:
1) charakter reagentów,
2) stężenie reagentów,
4) temperatura układu reakcyjnego,
8) obecność katalizatora w układzie reakcyjnym.
11. Podstawowe prawo kinetyki chemicznej określa zależność szybkości reakcji od:
1) temperatury reagentów,
2) stężenia reagentów,
3) rodzaj reagentów,
4) czas reakcji.
12. Wskaż liczbę lub sumę liczb warunkowych, pod którymi podane są prawidłowe stwierdzenia. Kinetyka chemiczna:
1) dział fizyki,
2) bada szybkość reakcji chemicznej,
4) stosuje prawo masowego działania,
8) bada zależność szybkości reakcji od warunków ich występowania.
13. Ja.Ch. Van't Hoff:
1) pierwszy laureat nagroda Nobla w chemii,
2) badał zależność szybkości reakcji od temperatury,
4) badał zależność szybkości reakcji od stężenia substancji,
8) sformułował prawo masowego działania.
14. W tych samych warunkach reakcja przebiega szybciej:
1) Ca + H2O®
3) Mg + H2O®
4) Zn + H2O®
15. Szybkość wydzielania wodoru jest najwyższa w reakcji:
1) Zn + HCl (5% roztwór) ®
2) Zn + HCl (10% roztwór) ®
3) Zn + HCl (15% roztwór) ®
4) Zn + HCl (roztwór 30%) ®
16. Stężenie reagenta nie wpływa o szybkości reakcji, jeśli ta substancja w reakcji jest pobierana w:
1) ciało stałe,
2) stan gazowy,
3) stan rozpuszczony.
17. Oblicz Średnia prędkość reakcja A + B = C (mol/l × s), jeśli wiadomo, że początkowe stężenie A wynosiło 0,8 mol/l, a po 10 sekundach wynosiło 0,6 mol/l.
1) 0,2, 2) 0,01, 3) 0,1, 4) 0,02.
18. Ile mol/l zmniejszyło stężenie substancji A i B w reakcji? A + 2B® 3 C jeśli wiadomo, że w tym samym czasie koncentracja Z zwiększona o 4,5 mol/l?
D Z A D Z B
19. Oblicz średnią szybkość reakcji 2CO + O 2 ® 2CO 2 (mol/l × s), jeśli wiadomo, że początkowe stężenie CO wynosiło 0,60 mol/l, a po 10 sekundach wynosiło 0,15 mol/l . O ile mol/l zmieniło się stężenie CO 2 w tym okresie czasu?
3) 0,045; 0,045,
20. O ile stopni należy nagrzać układ, aby szybkość zachodzącej w nim reakcji wzrosła 2–4 razy?
1) 150, 2) 10, 3) 200, 4) 50.
21. Szybkość reakcji w 20°C wynosi 0,2 mol/l×s. Określ szybkość reakcji w 60°C (mol/l×s), jeśli współczynnik temperaturowy szybkości reakcji wynosi 3.
1) 16,2, 2) 32,4, 3) 8,1, 4) 4,05.
22. Empiryczna zależność szybkości reakcji od temperatury Prawidłowy odzwierciedla równanie:
23. Szybkość reakcji w 20°C wynosi 0,08 mol/l×s. Oblicz szybkość reakcji w 0°C (mol/l×s), jeśli współczynnik temperaturowy szybkości reakcji wynosi 2.
1) 0,16, 2) 0,04, 3) 0,02, 4) 0,002.
24. Ile razy szybkość reakcji wzrośnie wraz ze wzrostem temperatury o 40 °C, jeśli współczynnik temperaturowy szybkości reakcji wynosi 3?
1) 64, 2) 243, 3) 81, 4) 27.
25. O ile stopni należy podnieść temperaturę, aby szybkość reakcji wzrosła 64-krotnie, jeśli współczynnik temperaturowy szybkości reakcji wynosi 4?
1) 60, 2) 81, 3) 27, 4) 30.
26. Oblicz współczynnik temperaturowy szybkości reakcji, jeśli wiadomo, że gdy temperatura wzrośnie o 50 ° C, szybkość reakcji wzrasta 32-krotnie.
1) 3, 2) 2, 3) 4, 4) 2,5.
27. Przyczyną wzrostu szybkości reakcji wraz ze wzrostem temperatury jest wzrost:
1) prędkość ruchu cząsteczek,
2) liczbę zderzeń między cząsteczkami,
3) proporcje aktywnych cząsteczek,
4) stabilność cząsteczek produktów reakcji.
28. Wskaż liczbę lub sumę liczb warunkowych, pod którymi podane są reakcje, dla których MnO 2 jest katalizatorem:
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. Wskaż liczbę lub ilość liczb warunkowych, pod którymi udzielane są prawidłowe odpowiedzi. Za pomocą reakcji katalitycznych w przemyśle otrzymujemy:
1) kwas solny,
2) kwas siarkowy,
4) amoniak,
8) kwas azotowy.
30. Wskaż liczbę lub ilość liczb warunkowych, pod którymi udzielane są prawidłowe odpowiedzi. Katalizator:
1) uczestniczy w reakcji,
2) używane tylko w stanie stałym,
4) nie ulega zużyciu podczas reakcji,
8) w swoim składzie koniecznie zawiera atom metalu.
31. Wskaż liczbę lub ilość liczb warunkowych, pod którymi udzielane są prawidłowe odpowiedzi. Jako katalizatory stosuje się:
32. Substancje zmniejszające aktywność katalizatora nazywamy:
1) promotorzy,
2) regeneratory,
3) inhibitory,
4) trucizny katalityczne.
33. Katalityczny nie jest reakcja:
1) (C6H10O5) n + n H2O® n C6H12O6,
celuloza
2) 2SO 2 + O 2 ® 2SO 3,
3) 3H 2 + N 2 ® 2NH 3,
4) NH3+HCl® NH4Cl.
34. Pod jaką liczbą podane jest równanie katalizy jednorodnej:
35. Mechanizm działania katalizatora prawidłowo odzwierciedla stwierdzenie. Katalizator:
1) rosnący energia kinetyczna cząstki początkowe, zwiększa liczbę ich zderzeń,
2) tworzy z substancjami wyjściowymi związki pośrednie, które łatwo przekształcają się w substancje końcowe,
3) bez interakcji z substancjami wyjściowymi kieruje reakcję na nową ścieżkę,
4) zmniejszenie energii kinetycznej początkowych cząstek, zwiększa liczbę ich zderzeń.
36. Rola promotora w reakcji katalitycznej polega na tym, że:
1) zmniejsza aktywność katalizatora,
2) zwiększa aktywność katalizatora,
3) kieruje reakcję w pożądanym kierunku,
4) chroni katalizator przed katalitycznymi truciznami.
37. Enzymy:
1) katalizatory biologiczne,
2) mają charakter białkowy,
4) nie różnią się specyfiką działania,
8) przyspieszać procesy biochemiczne w organizmach żywych.
38. Reakcja jest niejednorodna:
39. Wskaż liczbę lub ilość liczb warunkowych, pod którymi udzielane są prawidłowe odpowiedzi. Aby zwiększyć szybkość spalania węgla: C + O 2 ® CO 2, należy:
1) zwiększyć stężenie O 2,
2) zwiększyć koncentrację węgla,
4) mielić węgiel,
8) zwiększyć stężenie dwutlenku węgla.
40. Jeżeli reagent A zostanie wprowadzony do reakcji: A t + X gaz ® w stanie stałym, to na szybkość reakcji wpływają:
1) stężenie A,
2) pole powierzchni kontaktu A z X,
4) masa molowa A,
8) stężenie substancji X.
41. Wymiar szybkości reakcji heterogenicznej to:
1) mol / l, 2) mol / cm 3 × s,
3) mol / l × s 4) mol / cm 2 × s.
42. Wskaż liczbę lub ilość liczb warunkowych, pod którymi udzielane są prawidłowe odpowiedzi. Stosowana jest zasada złoża fluidalnego:
1) w celu zwiększenia powierzchni kontaktu odczynników,
2) przy wypalaniu pirytów,
4) podczas krakingu katalitycznego produktów naftowych,
8) regenerować aktywność katalizatora.
43. najmniej
1) Na + H 2 O ® 2) Ca + H 2 O ®
3) K + H 2 O ® 4) Mg + H 2 O ®
44. Wykres przedstawia wykresy energetyczne niekatalitycznych i katalitycznych reakcji rozkładu jodowodoru. Zmiana energii aktywacji odzwierciedla segment energii:
1) b, 2) c, 3) d, 4) b-c.
45. najwspanialszy energia aktywacji jest reakcją opisaną schematem:
1) AgNO 3 + KCl ® AgCl + KNO 3,
2) BaCl2 + K2SO4 ® BaSO4 + 2KCl,
3) 2Na + 2H2O® 2NaOH + 2H2,
6.2. bilans chemiczny.
Wraz z praktycznie nieodwracalnymi reakcjami chemicznymi:
СaCl 2 + 2AgNO 3 \u003d Ca (NO 3) 2 + 2AgCl ↓ i inne.
Znanych jest wiele procesów, gdy przemiana chemiczna nie dobiega końca, ale pojawia się równowagowa mieszanina wszystkich uczestników i produktów reakcji, które znajdują się zarówno po lewej, jak i po prawej stronie stechiometrycznego równania reakcji. Tak więc w standardowych warunkach system jest odwracalny:
Rozważ cechy przepływu procesów odwracalnych na przykładzie systemu, który na ogół ma postać:
Zakładając, że reakcje bezpośrednie → i odwrotne ← przebiegają w jednym etapie, zgodnie z prawem działania mas, wartości prędkości dla prostej ( V prosto) i wstecz ( V arr) reakcje są opisane następującymi równaniami kinetycznymi:
gdzie k prosty oraz k arr - odpowiednio stałe szybkości reakcji bezpośrednich i odwrotnych.
W początkowym momencie czasu (patrz ryc. 6.2) stężenia substancji wyjściowych [A] i [B], a w konsekwencji szybkość reakcji bezpośredniej, mają wartość maksymalną. Stężenia produktów reakcji [C] i [D] oraz szybkość reakcji odwrotnej w momencie początkowym są równe zeru. W trakcie reakcji zmniejszają się stężenia reagentów, co prowadzi do zmniejszenia szybkości reakcji postępującej. Stężenia produktów reakcji, aw konsekwencji szybkość reakcji odwrotnej, wzrastają. Wreszcie nadchodzi punkt, w którym szybkości reakcji do przodu i do tyłu stają się równe.
Stan systemu, w którym V prosty = V Arr nazywa równowaga chemiczna. Ta równowaga jest dynamiczny , ponieważ w systemie zachodzi reakcja dwukierunkowa - w przód ( A oraz B- odczynniki, C oraz D– produkty) i odwrotnie ( A oraz B– produkty, C i D– odczynniki) wskazówki.
V przyb.
Czas reakcji
Ryż. 6.2. Zależność szybkości reakcji w przód i w tył
od momentu ich wystąpienia.
W odwracalnym układzie w równowadze stężenia wszystkich uczestników procesu nazywa się stężenia równowagowe, ponieważ zarówno reakcja do przodu, jak i do tyłu zachodzą stale iw tym samym tempie.
Ilościową charakterystykę równowagi chemicznej można wyprowadzić za pomocą odpowiedniego równania kinetyczne :
Ponieważ stałe szybkości reakcji w ustalonej temperaturze są stałe, stosunek będzie również stały
nazywa stała równowagi chemicznej. Zrównując odpowiednie części równań kinetycznych dla reakcji bezpośredniej i odwrotnej, otrzymujemy:
gdzie Kp jest stałą równowagi chemicznej wyrażoną jako stężenia równowagowe uczestników reakcji.
Stała równowagi chemicznej jest stosunkiem iloczynu równowagowych stężeń produktów reakcji do iloczynu równowagowych stężeń materiałów wyjściowych w potęgach ich współczynników stechiometrycznych.
Na przykład dla reakcji odwracalnej
wyrażenia na stałą równowagi mają postać:
Jeżeli w proces przemian chemicznych biorą udział dwie lub więcej faz, to wyrażenie na stałą równowagi powinno uwzględniać tylko te fazy, w których zachodzą zmiany stężeń reagentów. Na przykład w wyrażeniu na stałą równowagi dla układu
całkowita liczba moli substancji gazowych przed i po reakcji pozostaje stała, a ciśnienie w układzie nie zmienia się. Równowaga w tym układzie nie zmienia się wraz z ciśnieniem.
Wpływ zmiany temperatury na przesunięcie równowagi chemicznej.
W każdej reakcji odwracalnej jeden z kierunków odpowiada procesowi egzotermicznemu, a drugi endotermicznemu. Tak więc w reakcji syntezy amoniaku reakcja postępująca jest egzotermiczna, a reakcja odwrotna jest endotermiczna.
1) stężenia H 2 , N 2 i NH 3 nie zmieniają się w czasie,
3) liczba cząsteczek NH 3 rozpadających się w jednostce czasu jest równa połowie całkowitej liczby cząsteczek H 2 i N 2 powstałych w tym czasie,
4) Łączna Cząsteczki H2 i N2 przekształcone w NH3 w jednostce czasu są równe liczbie cząsteczek NH3 powstałych w tym samym czasie.
49. Wskaż liczbę lub sumę liczb warunkowych, pod którymi udzielane są prawidłowe odpowiedzi. Równowaga chemiczna w układzie: 2SO 2 + O 2 2SO 3 ∆Н ˂0 naruszy:
1) obniżenie ciśnienia w układzie,
2) ogrzewanie,
4) wzrost stężenia tlenu.
50. Wskaż liczbę lub sumę liczb warunkowych, pod którymi udzielane są prawidłowe odpowiedzi. Aby przesunąć równowagę w układzie N 2 + 3H 2 2NH 3 ∆Н ˂0 w lewo, konieczne jest:
1) wprowadzić do systemu H 2,
2) usunąć NH3 z instalacji,
4) zwiększyć ciśnienie,
8) zwiększyć temperaturę.
51. Aby przesunąć równowagę reakcji 2SO 2 + O 2 2SO 3 ∆Н ˂0 w prawo, konieczne jest:
1) rozgrzać system,
2) wprowadzić do systemu O 2,
4) wprowadzić do systemu SO 3,
8) zmniejszyć ciśnienie w układzie.
52. Reguła (zasada) Le Chatelier nie pasuje oświadczenie:
1) wzrost temperatury przesuwa równowagę w kierunku reakcji endotermicznej;
2) obniżenie temperatury przesuwa równowagę w kierunku reakcji egzotermicznej;
3) wzrost ciśnienia przesuwa równowagę w kierunku reakcji prowadzącej do wzrostu objętości;
N 2 + O 2 ∆Н ˂ 0,2 H 2 O (para), 2NH 3 kat. 3H2+N2. b,
2) k 1 H = k 2 2 ,
67. Na stałej równowagi ( Kp) ma wpływ:
1) ciśnienie,
2) temperatura,
3) koncentracja,
4) katalizator.
Praca została dodana do strony serwisu: 2015-07-05">24. "> "> Oznaki reakcji odwracalnych i nieodwracalnych. Kryteria równowagi. Stała równowagi. Zasada Le Chateliera.
;kolor:#000000;tło:#ffffff">1. Reakcja nazywa się;kolor:#000000;tło:#ffffff">odwracalne;color:#000000;background:#ffffff">, jeśli jego kierunek zależy od stężeń substancji biorących udział w reakcji. Np. N;pionowe wyrównanie:sub;kolor:#000000;tło:#ffffff">2;kolor:#000000;tło:#ffffff"> + 3H;pionowe wyrównanie:sub;kolor:#000000;tło:#ffffff">2;kolor:#000000;tło:#ffffff"> = 2NH;pionowe wyrównanie:sub;kolor:#000000;tło:#ffffff">3;color:#000000;background:#ffffff"> przy niskim stężeniu amoniaku w mieszanka gazowa przy wysokich stężeniach azotu i wodoru powstaje amoniak; wręcz przeciwnie, przy wysokim stężeniu amoniaku rozkłada się, reakcja przebiega w przeciwnym kierunku. Po zakończeniu odwracalnej reakcji, tj. po osiągnięciu równowagi chemicznej, układ zawiera zarówno materiały wyjściowe, jak i produkty reakcji.
;color:#000000;background:#ffffff">Reakcje nieodwracalne;kolor:#000000;background:#ffffff"> - reakcje, w których pobrane substancje ulegają całkowitemu przekształceniu w produkty reakcji, które nie reagują ze sobą w danych warunkach, np.;tło:#ffffff">, ;kolor:#000000;tło:#ffffff">palenie;tło:#ffffff"> ;kolor:#000000;tło:#ffffff">węglowodory;tło:#ffffff">, ;kolor:#000000;tło:#ffffff">edukacja;kolor:#000000;background:#ffffff">niska dysocjacja;tło:#ffffff"> ;color:#000000;background:#ffffff">związki, wytrącanie, tworzenie się substancji gazowych.
">Równowaga chemiczna"> - stan układu, w którym szybkość reakcji bezpośredniej (" xml:lang="pl-PL" lang="pl-PL">V;vertical-align:sub">1 ">) jest równa szybkości reakcji odwrotnej (" xml:lang="pl-PL" lang="pl-PL">V;vertical-align:sub">2 ">). W równowadze chemicznej stężenia substancji pozostają niezmienione. Równowaga chemiczna ma charakter dynamiczny: reakcje bezpośrednie i odwrotne nie zatrzymują się na równowadze.
"> Stan równowagi chemicznej jest ilościowo scharakteryzowany przez stałą równowagi, która jest stosunkiem stałych linii prostej (" xml:lang="pl-PL" lang="pl-PL">K;vertical-align:sub">1 ">) i odwróć ( " xml:lang="pl-PL" lang="pl-PL">K;vertical-align:sub">2 ">) reakcje.
" xml:lang="pl-PL" lang="pl-PL">K = K;vertical-align:sub" xml:lang="pl-US" lang="pl-US">1/" xml:lang="pl-PL" lang="pl-PL">K;vertical-align:sub" xml:lang="pl-US" lang="pl-US">2" xml:lang="pl-PL" lang="pl-PL">= ([C];vertical-align:super" xml:lang="pl-US" lang="pl-US">c" xml:lang="pl-PL" lang="pl-PL"> [D];vertical-align:super" xml:lang="pl-US" lang="pl-US">d" xml:lang="pl-PL" lang="pl-PL">) / ([A];vertical-align:super" xml:lang="pl-US" lang="pl-US">a" xml:lang="pl-PL" lang="pl-PL"> [B];vertical-align:super" xml:lang="pl-US" lang="pl-US">b" xml:lang="pl-PL" lang="pl-PL">)
"> Stała równowagi zależy od temperatury i charakteru reagujących substancji. Im większa stała równowagi, tym bardziej równowaga jest przesunięta w kierunku tworzenia produktów reakcji bezpośredniej.
">przesunięcie równowagi chemicznej.
"\u003e 1. Zmiana stężenia reagenta. In-in
- „\u003e Zwiększenie końca ref in-in przesuwa się w prawo
- "> Wzrost produktów spowoduje przesunięcie równowagi w lewo
">2. Ciśnienie (tylko dla gazów)
- ">Wzrost ciśnienia. Przesuwa równowagę w boczny w-w zajmując mniejszą objętość.
- „\u003e Spadek ciśnienia przesuwa równowagę w kierunku v-v zajmującego większą objętość
"> 3. Temperatura.
- "> Przy egzotermicznym wzroście p. T przesuwa się w lewo
- "> W przypadku endotermii wzrost T przesuwa się w prawo.
- "> Katalizatory nie wpływają na równowagę chemiczną, a jedynie przyspieszają jej początek
">Zasada Le Chateliera"> jeśli w jakikolwiek sposób wpływa to na układ znajdujący się w stanie równowagi dynamicznej, to w przeważającej mierze uzyskuje się reakcję zapobiegającą temu efektowi
" xml:lang="pl-PL" lang="pl-PL">N2+O2↔NO+ ∆H
" xml:lang="pl-US" lang="pl-US">→ t◦→
" xml:lang="pl-US" lang="pl-US">↓← ↓ t◦←
" xml:lang="pl-PL" lang="pl-PL"> ← p-