stały materiał wyjściowy. Substancje wyjściowe i metody eksperymentalne
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 termochemicznymi.
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
W nowoczesna nauka odróżnić chemiczne i reakcje jądrowe powstające w wyniku interakcji substancji wyjściowych, które potocznie nazywane są odczynnikami. W rezultacie inne substancje chemiczne które nazywane są produktami. Wszystkie interakcje zachodzą w określonych warunkach (temperatura, promieniowanie, obecność katalizatorów itp.). Jądra atomów reagentów reakcji chemicznych nie zmieniają się. W przemianach jądrowych powstają nowe jądra i cząstki. Istnieje kilka różne znaki które określają rodzaje reakcji chemicznych.
Klasyfikacja może opierać się na liczbie substancji wyjściowych i powstałych. W tym przypadku wszystkie rodzaje reakcji chemicznych dzielą się na pięć grup:
- Rozkłady (kilka nowych uzyskuje się z jednej substancji), np. rozkład po podgrzaniu do chlorku potasu i tlenu: KCLO3 → 2KCL + 3O2.
- Związki (dwa lub więcej związków tworzą jeden nowy), oddziałując z wodą tlenek wapnia zamienia się w wodorotlenek wapnia: H2O + CaO → Ca(OH)2;
- Substytucje (liczba produktów jest równa liczbie substancji wyjściowych, w których jeden składnik jest zastąpiony innym), żelazo w siarczanie miedzi, zastępując miedź, tworzy siarczan Żelazna stal: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu.
- Wymiana podwójna (cząsteczki dwóch substancji wymieniają części, które je opuszczają), metale i wymieniają aniony, tworząc wytrącony jodek srebra i azotan cadu: KI + AgNO3 → AgI↓ + KNO3.
- Transformacja polimorficzna (istnieje przejście substancji z jednej postaci krystalicznej do drugiej), jodek koloru po podgrzaniu zamienia się w jodek rtęci żółty kolor: HgI2 (czerwony) ↔ HgI2 (żółty).
Jeżeli przemiany chemiczne są rozpatrywane na podstawie zmian stopnia utlenienia pierwiastków w reagujących substancjach, to rodzaje reakcji chemicznych można podzielić na grupy:
- Ze zmianą stopnia utlenienia - reakcje redoks (ORD). Jako przykład rozważmy oddziaływanie żelaza z kwasem solnym: Fe + HCL → FeCl2 + H2, w wyniku czego stopień utlenienia żelaza (reduktora oddającego elektrony) zmienił się z 0 na -2, a wodoru (utlenienie agent, który przyjmuje elektrony) od +1 do 0 .
- Brak zmiany stanu utlenienia (tj. brak OVR). Np. reakcje kwasowo-zasadowego oddziaływania bromowodoru z wodorotlenkiem sodu: HBr + NaOH → NaBr + H2O, w wyniku takich reakcji powstaje sól i woda oraz stany utlenienia pierwiastki chemiczne, zawarte w oryginalnych substancjach, nie ulegają zmianie.
Jeśli weźmiemy pod uwagę natężenie przepływu w kierunku do przodu i do tyłu, wszystkie rodzaje reakcji chemicznych można również podzielić na dwie grupy:
- Odwracalne - te, które płyną w dwóch kierunkach jednocześnie. Większość reakcji jest odwracalna. Przykładem jest rozpuszczanie dwutlenku węgla w wodzie z wytworzeniem niestabilnej kwas węglowy, który rozkłada się na substancje wyjściowe: H2O + CO2 ↔ H2CO3.
- Nieodwracalne - przepływ tylko w kierunku do przodu, po całkowitym zużyciu jednej z substancji wyjściowych są one zakończone, po czym obecne są tylko produkty i substancja wyjściowa pobrana w nadmiarze. Zwykle jednym z produktów jest wytrącona nierozpuszczalna materia lub wydzielający się gaz. Na przykład, gdy kwas siarkowy i chlorek baru reagują: H2SO4 + BaCl2 + → BaSO4↓ + 2HCl, nierozpuszczalny
Rodzaje reakcji chemicznych w chemii organicznej można podzielić na cztery grupy:
- Podstawienie (jeden atom lub grupy atomów są zastępowane innymi), na przykład, gdy chloroetan oddziałuje z wodorotlenkiem sodu, powstaje etanol i chlorek sodu: C2H5Cl + NaOH → C2H5OH + NaCl, czyli atom chloru zostaje zastąpiony przez wodór atom.
- Przyłączenie (dwie cząsteczki reagują i tworzą jedną), np. brom łączy się w miejscu zerwania wiązania podwójnego w cząsteczce etylenu: Br2 + CH2=CH2 → BrCH2-CH2Br.
- Rozszczepienie (cząsteczka rozkłada się na dwie lub więcej cząsteczek), na przykład w pewnych warunkach etanol rozkłada się na etylen i wodę: C2H5OH → CH2=CH2 + H2O.
- Przegrupowanie (izomeryzacja, gdy jedna cząsteczka zamienia się w drugą, ale skład jakościowy i ilościowy zawartych w niej atomów się nie zmienia), na przykład 3-chlororuten-1 (C4H7CL) zamienia się w 1 chlorobuten-2 (C4H7CL). Tutaj atom chloru przesunął się od trzeciego atomu węgla w łańcuchu węglowodorowym do pierwszego, a wiązanie podwójne połączyło pierwszy i drugi atom węgla, a następnie zaczęło łączyć drugi i trzeci atom.
Znane są również inne rodzaje reakcji chemicznych:
- Przepływając z absorpcją (endotermiczna) lub uwalnianiem ciepła (egzotermiczna).
- W zależności od rodzaju powstających reagentów lub produktów. Oddziaływanie z wodą - hydroliza, z wodorem - uwodornienie, z tlenem - utlenianie lub spalanie. Oddzielenie wody to odwodnienie, wodór to odwodornienie i tak dalej.
- Zgodnie z warunkami oddziaływania: w obecności katalizatorów (katalitycznych), pod działaniem niskiego lub wysoka temperatura, gdy zmienia się ciśnienie, w świetle i tak dalej.
- Zgodnie z mechanizmem reakcji: reakcje łańcuchowe jonowe, rodnikowe lub łańcuchowe.
">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;kolor:#000000;tło:#ffffff"> przy niskim stężeniu amoniaku w mieszaninie gazów i wysokich stężeniach azotu i wodoru powstaje amoniak; przeciwnie, przy wysokim stężeniu amoniaku rozkłada się, reakcja przebiega w odwrotnym kierunku.Po zakończeniu reakcji odwracalnej, tj. po osiągnięciu równowagi chemicznej, układ zawiera zarówno substancje 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-
Do powstania aktywnego kompleksu konieczne jest pokonanie pewnej bariery energetycznej, wydawanie energii EA. Ta energia jest energia aktywacji - pewna nadwyżka energii w stosunku do średniej energii w danej temperaturze, jaką muszą posiadać cząsteczki, aby ich zderzenia były efektywne.
W ogólnym przypadku dla reakcji chemicznej A + B = C + D przejście od substancji wyjściowych A i B do produktów reakcji C i D poprzez stan kompleksu aktywnego A + B = A = B = C + D może być schematycznie przedstawiony w postaci diagramów energii (ryc. 6.2 ).
Oddziaływania jonowe w roztworach elektrolitów charakteryzują się niskimi wartościami EA i bardzo wysokimi szybkościami. Na przykład:
Ca + 2 + SO \u003d CaSO 4.
Wyjaśnia to fakt, że przeciwnie naładowane jony są przyciągane do siebie i nie jest wymagana energia, aby przezwyciężyć siły odpychające oddziałujących cząstek.
Wpływ katalizatora
Zmiana szybkości reakcji pod wpływem niewielkich dodatków specjalnych substancji, których ilość nie zmienia się w trakcie procesu, nazywana jest katalizą.
Substancje zmieniające szybkość reakcji chemicznej nazywane są katalizatorami.(substancje zmieniające tempo procesów chemicznych w organizmach żywych - enzymy). Katalizator nie jest zużywany w reakcjach i nie wchodzi w skład produktów końcowych.
Reakcje chemiczne zachodzące w obecności katalizatora nazywane są katalitycznymi. Występuje kataliza pozytywna – w obecności katalizatora zwiększa się szybkość reakcji chemicznej – oraz kataliza ujemna (hamowanie) – w obecności katalizatora (inhibitora) szybkość reakcji chemicznej spada.
1. Utlenianie dwutlenku siarki w obecności katalizatora platynowego:
2SO 2 + O 2 = 2SO 3 - kataliza dodatnia.
2. Spowolnienie powstawania chlorowodoru w obecności tlenu:
H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl - kataliza ujemna.
Wyróżnić: a) kataliza homogeniczna – reagenty i katalizator tworzą układ jednofazowy; b) kataliza heterogeniczna – reagenty i katalizator tworzą układ różne fazy.
Mechanizm działania katalizatora. Mechanizm działania katalizatorów dodatnich sprowadza się do zmniejszenia energii aktywacji reakcji. Tworzy to aktywny kompleks z większą ilością niski poziom energia i szybkość reakcji chemicznej znacznie wzrasta. Na ryc. 6.3 przedstawia wykres energetyczny reakcji chemicznej zachodzącej przy braku (1) iw obecności (2) katalizatora.
Jeżeli powolną reakcję A + B = AB prowadzi się w obecności katalizatora K, to katalizator wchodzi w chemiczne oddziaływanie z jednym z materiałów wyjściowych, tworząc nietrwały związek pośredni: A + K = AK.
Energia aktywacji tego procesu jest niska. Związek pośredni AA jest reaktywny, reaguje z innym materiałem wyjściowym, podczas gdy katalizator jest uwalniany i opuszcza strefę reakcji:
 |
AK + B = AB + K.
Podsumowując oba procesy, otrzymujemy równanie szybkiej reakcji: A + B + (K) = AB + (K).
Przykład. Utlenianie dwutlenku siarki z udziałem katalizatora NO: 2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3 - reakcja powolna;
Wraz z wprowadzeniem katalizatora - NO - powstaje związek pośredni: 2NO + O2 \u003d 2NO2.
W katalizie heterogenicznej działanie przyspieszające jest związane z adsorpcją. Adsorpcja – zjawisko pochłaniania gazów, par, substancji rozpuszczonych przez powierzchnię ciało stałe. Powierzchnia katalizatora nie jest jednolita. Znajdują się na nim tzw. ośrodki aktywne, na których zachodzi adsorpcja reagujących substancji, co zwiększa ich stężenie.
Niektóre substancje zmniejszają lub całkowicie niszczą działanie katalizatora stałego - trucizny katalityczne (są to związki ołowiu, arsenu, rtęci, związki cyjankowe). Katalizatory platynowe są szczególnie wrażliwe na trucizny katalityczne.
Istnieją również substancje wzmacniające działanie katalizatora, choć same w sobie nie są katalizatorami. Substancje te nazywane są promotorami.
RÓWNOWAGA CHEMICZNA
© 2015-2019 strona
Wszelkie prawa należą do ich autorów. Ta strona nie rości sobie praw autorskich, ale zapewnia bezpłatne użytkowanie.
Data utworzenia strony: 2016-03-24
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.
Badanie kinetyki reakcji chemicznych umożliwia zarówno określenie mechanizmów procesów chemicznych, jak i sterowanie 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 stanem układ chemiczny, który jest produktem pośrednim między 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. Zestaw reakcji elementarnych, które składają się na Reakcja chemiczna, definiuje 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 znacznie się różnią, 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 (fazy stałej) 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 po 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 cieczy i ciała stałe(stan skupienia materii) 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 efektywny , 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 wzrasta wraz z postęp geometryczny. 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 wymagana 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 temperatura pokojowa nie wykazuje zauważalnych oznak interakcji, ale wystarczy kropla wody, aby wywołać gwałtowną reakcję:
Wyróżnić kataliza jednorodna (katalizator tworzy jednorodny układ z reagentami, np. mieszanka gazowa) oraz 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 odczynnikami 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 ], tj.
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 materiałów wyjściowych, 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 układzie zachodzi reakcja dwukierunkowa - wprost ( 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 w tym samym czasie stale i z ta sama prędkość zachodzą zarówno reakcje do przodu, jak i do tyłu.
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 w postaci stężeń równowagowych 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 ilość 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.