Classificação das reações químicas. Substâncias iniciais ativaram produtos de reação complexos

27.09.2019

Classificação das reações químicas de acordo com o número e a composição das substâncias iniciais e resultantes

De acordo com essa classificação, as reações químicas são divididas em reações de combinação, decomposição, substituição, troca.

Como resultado reações compostas a partir de duas ou mais substâncias (complexas ou simples), uma nova substância é formada. NO visão geral A equação para tal reação química ficará assim:

Por exemplo:

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2

SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4

2Mg + O 2 \u003d 2MgO.

2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3

As reacções de combinação são na maioria dos casos exotérmicas, i.e. fluir com a liberação de calor. Se a reação envolver substâncias simples, então tais reações são mais frequentemente redox (ORD), ou seja, ocorrem com uma mudança nos estados de oxidação dos elementos. É impossível dizer inequivocamente se a reação de um composto entre substâncias complexas pode ser atribuída a OVR.

As reações nas quais várias outras novas substâncias (complexas ou simples) são formadas a partir de uma substância complexa são classificadas como reações de decomposição. Em geral, a equação para uma reação de decomposição química será assim:

Por exemplo:

CaCO 3 CaO + CO 2 (1)

2H 2 O \u003d 2H 2 + O 2 (2)

CuSO 4 × 5H 2 O \u003d CuSO 4 + 5H 2 O (3)

Cu (OH) 2 \u003d CuO + H 2 O (4)

H 2 SiO 3 \u003d SiO 2 + H 2 O (5)

2SO 3 \u003d 2SO 2 + O 2 (6)

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O (7)

A maioria das reações de decomposição prossegue com aquecimento (1,4,5). A decomposição por corrente elétrica é possível (2). A decomposição de hidratos cristalinos, ácidos, bases e sais de ácidos contendo oxigênio (1, 3, 4, 5, 7) prossegue sem alterar os estados de oxidação dos elementos, ou seja, essas reações não se aplicam a OVR. As reações de decomposição OVR incluem a decomposição de óxidos, ácidos e sais formados por elementos em graus mais altos oxidação (6).

As reações de decomposição também são encontradas em química orgânica, mas sob outros nomes - craqueamento (8), desidrogenação (9):

C 18 H 38 \u003d C 9 H 18 + C 9 H 20 (8)

C 4 H 10 \u003d C 4 H 6 + 2H 2 (9)

No reações de substituição uma substância simples interage com uma complexa, formando uma nova substância simples e uma nova substância complexa. Em geral, a equação para uma reação de substituição química será assim:

Por exemplo:

2Al + Fe 2 O 3 \u003d 2Fe + Al 2 O 3 (1)

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 (2)

2KBr + Cl 2 \u003d 2KCl + Br 2 (3)

2KSlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Cl 2 (4)

CaCO 3 + SiO 2 \u003d CaSiO 3 + CO 2 (5)

Ca 3 (RO 4) 2 + ZSiO 2 = ZCaSiO 3 + P 2 O 5 (6)

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

As reações de substituição são principalmente reações redox (1 - 4, 7). Exemplos de reações de decomposição em que não há mudança nos estados de oxidação são poucos (5, 6).

Reações de troca chamadas de reações que ocorrem entre substâncias complexas, nas quais elas trocam suas partes constituintes. Normalmente este termo é usado para reações envolvendo íons em solução aquosa. Em geral, a equação para uma reação de troca química será assim:

AB + CD = AD + CB

Por exemplo:

CuO + 2HCl \u003d CuCl 2 + H 2 O (1)

NaOH + HCl \u003d NaCl + H 2 O (2)

NaHCO 3 + HCl \u003d NaCl + H 2 O + CO 2 (3)

AgNO 3 + KBr = AgBr ↓ + KNO 3 (4)

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

As reações de troca não são redox. caso especial essas reações de troca são reações de neutralização (reações de interação de ácidos com álcalis) (2). As reações de troca ocorrem na direção em que pelo menos uma das substâncias é removida da esfera de reação na forma de uma substância gasosa (3), um precipitado (4, 5) ou um composto pouco dissociado, na maioria das vezes água (1, 2 ).

Classificação das reações químicas de acordo com as mudanças nos estados de oxidação

Dependendo da mudança nos estados de oxidação dos elementos que compõem os reagentes e produtos da reação, todas as reações químicas são divididas em redox (1, 2) e aquelas que ocorrem sem alteração do estado de oxidação (3, 4).

2Mg + CO 2 \u003d 2MgO + C (1)

Mg 0 - 2e \u003d Mg 2+ (redutor)

C 4+ + 4e \u003d C 0 (agente oxidante)

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

Fe 2+ -e \u003d Fe 3+ (redutor)

N 5+ + 3e \u003d N 2+ (agente oxidante)

AgNO 3 + HCl \u003d AgCl ↓ + HNO 3 (3)

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

Classificação de reações químicas por efeito térmico

Dependendo se o calor (energia) é liberado ou absorvido durante a reação, todas as reações químicas são condicionalmente divididas em exo - (1, 2) e endotérmica (3), respectivamente. A quantidade de calor (energia) liberada ou absorvida durante uma reação é chamada de calor da reação. Se a equação indica a quantidade de calor liberado ou absorvido, então tais equações são chamadas termoquímicas.

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

2Mg + O 2 \u003d 2MgO + 602,5 kJ (2)

N 2 + O 2 \u003d 2NO - 90,4 kJ (3)

Classificação das reações químicas de acordo com a direção da reação

De acordo com a direção da reação, são reversíveis (processos químicos, cujos produtos são capazes de reagir entre si nas mesmas condições em que são obtidos, com a formação de substâncias de partida) e irreversíveis (processos químicos, a produtos dos quais não são capazes de reagir uns com os outros com a formação de substâncias de partida).

Para reações reversíveis, a equação na forma geral é geralmente escrita como segue:

A + B ↔ AB

Por exemplo:

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

Exemplos de reações irreversíveis são as seguintes reações:

2KSlO 3 → 2KSl + ZO 2

C 6 H 12 O 6 + 6O 2 → 6CO 2 + 6H 2 O

A evidência da irreversibilidade da reação pode servir como produtos de reação de uma substância gasosa, um precipitado ou um composto de baixa dissociação, na maioria das vezes a água.

Classificação de reações químicas pela presença de um catalisador

Deste ponto de vista, as reações catalíticas e não catalíticas são distinguidas.

Um catalisador é uma substância que acelera uma reação química. As reações envolvendo catalisadores são chamadas de catalíticas. Algumas reações são geralmente impossíveis sem a presença de um catalisador:

2H 2 O 2 \u003d 2H 2 O + O 2 (catalisador de MnO 2)

Muitas vezes, um dos produtos da reação serve como catalisador que acelera essa reação (reações autocatalíticas):

MeO + 2HF \u003d MeF 2 + H 2 O, onde Me é um metal.

Exemplos de resolução de problemas

EXEMPLO 1

Materiais de partida sólidos também podem reagir uns com os outros durante sua separação espacial. A este respeito, em contraste com as reações convencionais em fase sólida, não é necessário usar materiais de partida em quantidades estequiométricas. O produto final, independentemente da proporção dos materiais de partida, terá uma composição estequiométrica.
Materiais de partida sólidos e produtos de reação não afetam a mudança do equilíbrio químico heterogêneo.
Materiais de partida sólidos também podem reagir uns com os outros durante sua separação espacial. Nesse sentido, excelente O produto final, independentemente da proporção dos materiais de partida, terá uma composição estequiométrica.
As reações entre materiais de partida sólidos podem ser aceleradas devido ao fato de que os sólidos estão associados uns aos outros por meio de uma reação de transporte. Pode-se prever que este princípio será transportado para inúmeras reações entre sólidos. Ao mesmo tempo, é particularmente vantajoso que as reações de transporte apropriadas possam ser selecionadas com base em conceitos teóricos simples.
A composição granulométrica das partículas carregadas do material de partida sólido e o regime hidrodinâmico do processo não mudam.
Apenas as moléculas do material de partida sólido AI que entram nos centros de adsorção preenchidos com a substância AZ participam da reação química.
Assim, a composição do fundido com um fornecimento contínuo de substâncias iniciais sólidas é determinada pela razão PiSy / p2sH, e no vários tamanhos pedaços de cal e carbono, obtemos uma composição diferente do fundido.
Para obter um extracto aquoso, 50-80 mg de material de partida sólido são fervidos durante vários minutos com 3 ml de água, que é reposto gota a gota à medida que a solução é evaporada. Um extrato aquoso que tenha uma reação neutra (extrato aquoso neutro) pode conter cátions interferentes que devem ser removidos com soda da mesma forma que é feito se o objeto em estudo for um líquido (ver p. Como resultado da neutralização de um líquido alcalino (após a ação da soda) e separando o sedimento recebe a solução preparada.
Curvas taxa-tempo para a decomposição de oxalato de prata. D110 C. Os pontos indicam os resultados dos experimentos sem interrupções, os círculos indicam o experimento com intervalos de 60 minutos. (/ e 30 min. (/ /. Tais experimentos mostram ao mesmo tempo que uma simples mistura de um material de partida sólido com um produto sólido pode não ser suficiente para detectar a ação autocatalítica deste último.
Químico- processo tecnológico, em que as substâncias iniciais gasosas são sopradas através dos orifícios do fundo do aparelho, e as substâncias iniciais sólidas parecem ferver, estando o tempo todo em estado suspenso. Neste caso, as reações ocorrem no próprio leito fluidizado.
A química é um processo tecnológico no qual substâncias iniciais gasosas são sopradas através dos orifícios da parte inferior do aparelho, e as substâncias iniciais sólidas parecem ferver, estando o tempo todo em estado suspenso. Neste caso, as reações ocorrem no próprio leito fluidizado.
Curvas típicas a f (t do processo de dissociação térmica de sólidos. As explicações são dadas no texto. Ao descrever o curso da dissociação térmica, a taxa de reação é mais frequentemente dependente da composição da fase sólida, expressa pelo grau de transformação (decomposição) a do material de partida sólido.Na Fig. VIII-12 mostra as dependências mais características de a no tempo de reação.
Na tabela. 22 resume os dados que dizem respeito à possibilidade de encontrar ânions nas frações analíticas descritas acima, resultantes da preparação de uma solução a partir do material de partida sólido a ser analisado.

Na desidratação do dihidrato de oxalato de manganês estudada sob o ponto de vista da teoria de Volmer, para a qual foi comprovada a formação de um produto amorfo e sua posterior cristalização por difração de raios X, observou-se o crescimento de núcleos de um produto sólido e amorfo mesmo antes da formação de um produto cristalino, o que comprova as propriedades catalíticas especiais da interface: substância inicial sólida / produto sólido e para radiografia estado amorfo. A cristalização de um produto amorfo pode, no entanto, ser importante para explicar a dependência da taxa de pressão de vapor durante a decomposição de hidratos cristalinos. Nesses casos, a formação de uma camada de produto amorfa que é difícil de permear às moléculas de água pode levar a uma diminuição na velocidade da reação.
Ft - o fluxo de matéria sólida que entra no aparelho, kg / h; Fg (0) - o fluxo de matéria gasosa que entra no aparelho, kg / hora; Fg - fluxo de substância gasosa entrando em interação química, kg/hora; Fr é o volume ocupado pela fase gasosa no volume de reação do aparelho, m3; GT é o peso do material de partida sólido no volume de reação do aparelho, kg; GT é o peso do material de partida gasoso no volume de reação do aparelho, kg; с q - concentração equivalente da substância gasosa fonte no volume de reação do aparelho, kg/m8; a é o coeficiente estequiométrico de transição do fluxo da substância Fm para o fluxo Fg; & g, /cg - coeficientes de descarga das fases sólida e gasosa, l/hora; K é a constante de velocidade da reação; F(p) - uma função que reflete a ordem da reação; X - coordenada de saída (temperatura); Ta é a constante de tempo do modelo térmico do volume de reação do aparelho; K7 - coeficiente de amplificação do modelo térmico do volume de reação do aparelho.
Uma mistura de 5 1 g de ciclopentadienil manganês tricarbonil, 13 7 g de tricloreto de fósforo, 4 25 g de cloreto de alumínio e 15 ml de isopentano foi aquecida com agitação vigorosa e mantida a uma temperatura de 45-50°C por 3 horas. Antes do aquecimento, a mistura é uma suspensão de materiais de partida sólidos em uma solução amarela.
É importante estabelecer quais íons estão ausentes na amostra. Testes preliminares) são realizados principalmente com materiais de partida sólidos, as soluções são evaporadas.
Muitas vezes a taxa de dissolução material de origemé tão insignificante ou o produto da reação é tão pouco solúvel que a nova fase é densamente depositada na original e devido a isso é forma externa repete a forma da substância original. Tais transformações que ocorrem na interface do material de partida sólido e levam à produção de produtos finais sólidos são chamadas de reações topoquílicas no sentido estrito da palavra. Em contraste com as reações que ocorrem no volume de uma solução, o grau de dispersão dos produtos de reação neste caso é semelhante à dispersão dos materiais de partida. A maneira topoquímica de olhar para isso é, portanto, especial - mas aplicável na descrição de catalisadores, na eletroextração de metais e em questões de corrosão.
Se a pressão de vapor favorece a reação entre os sólidos, então o mesmo deve ser esperado das reações de transporte químico. Quais oportunidades são fornecidas pelas reações de transporte como meio de interação entre materiais de partida sólidos.
Nas reações de fase sólida, a transformação pode começar apenas na maior parte da fase e então se desenvolver na interface entre as fases nova e antiga. Tais reações, onde a zona de transformação ou frente passa ao longo da interface entre o material de partida sólido e o produto sólido, são chamadas de topoquímicas. Um exemplo de tais reações é o intemperismo de hidratos cristalinos. Faraday também notou que o corte bem cristais claros Cu2SO4 - 5H2O não perde água no ar seco por muito tempo. Se, por outro lado, for aplicado um arranhão em sua superfície ou for feita uma ruptura, inicia-se imediatamente a rápida desidratação do cristal, que sempre se espalha da área danificada.
O fato de muitos ânions poderem ser detectados fracionadamente não significa que a detecção de ânions seja uma tarefa mais fácil do que a descoberta de cátions. Mesmo com o número limitado de ânions estudados neste livro, a análise apresenta grandes dificuldades se o estudo for dado um material de partida sólido que é insolúvel em água. Tal substância está sujeita a tratamento com refrigerante (extrato de refrigerante), que está associado a várias complicações no trabalho.
Ao escrever reações entre soluções eletrolíticas, toda vez você precisa imaginar se há algum motivo que interfira no curso real de uma determinada reação. Por exemplo, se uma solução eletrolítica interage com sólidos e, ao mesmo tempo, um dos produtos é pouco solúvel, a reação pode parar rapidamente devido ao fato de que uma camada do mesmo produto sólido da reação é formada na superfície do sólido. matéria-prima, o que impede sua ocorrência posterior. É por isso que para obter dióxido de carbono Pela ação do ácido no mármore, eles tomam ácido clorídrico, não ácido sulfúrico, pois no caso do ácido sulfúrico, o mármore é rapidamente coberto com uma camada de gesso (CaSO4 - 2H2O) e a reação praticamente não prossegue.
Um reator de leito fluidizado é usado para reagir bismuto com flúor. A técnica de síntese em leito fluidizado emprestada da tecnologia tem as seguintes vantagens: rápido estabelecimento do equilíbrio térmico na mistura de reação, não sinterização dos produtos sólidos da reação, boa troca de calor com as paredes do tubo, grande área superficial de materiais de partida sólidos e, portanto, conversão rápida.
Para o sistema r - t, um aumento na superfície de contato da fase é obtido pela moagem da fase sólida. O material gasoso é colocado em contato com o material de partida pulverizado de várias maneiras, por exemplo, partículas sólidas do material são colocadas nas prateleiras do reator e o fluxo de gás se move sobre as prateleiras. Em outros casos, um material de partida sólido finamente dividido é pulverizado em uma corrente de material de partida gasoso em um volume oco; assim, o combustível pulverizado é queimado nos fornos das caldeiras a vapor.
Em processos industriais rápidos, as reações em misturas de sólidos geralmente ocorrem a taxas milhares de vezes mais rápidas do que seria possível com a interação direta das fases sólidas. A espessura da camada do produto resultante é quase a mesma em toda a superfície do grão coberto por ela. Isso é explicado pelo fato de que as reações que ocorrem entre materiais de partida sólidos na verdade ocorrem com a participação de fases gasosas ou líquidas.
No desenvolvimento da química das reações no estado sólido, muitas vezes foram levantadas discussões sobre a questão de saber se os sólidos podem reagir uns com os outros sem a participação de um líquido ou gás. Esta questão foi agora resolvida em favor da existência de reações puramente em fase sólida. É interessante, no entanto, que pode ser mostrado em toda uma série de transformações com materiais de partida sólidos que alguma fase líquida ou gasosa, no entanto, participa como mediador de reação. No entanto, generalizações nesta área devem ser evitadas - pelo contrário, é necessário investigar experimentalmente o estado do sistema em cada caso individual. Budnikov e Ginstling trataram de tais estudos em particular detalhe.
Se o problema da substância inicial para a formação de petróleo e gás como um todo pode ser considerado resolvido, o problema do mecanismo de formação de petróleo e gás, que é o principal, ainda precisa ser resolvido em detalhes. Comunalidade de composição matéria orgânica, rochas sedimentares e hidrocarbonetos (HC) é um importante argumento a favor de uma fonte biosférica de petróleo e gás. O papel da energia térmica (aquecimento) para a obtenção de hidrocarbonetos líquidos e gasosos a partir de um material de partida sólido também é óbvio. Essas circunstâncias permitiram criar um conceito sobre os centros de geração de hidrocarbonetos e formular ideias sobre as principais fases de formação de gás e petróleo, que se difundiram em todo o mundo.

A velocidade das reações que ocorrem sem a participação das fases gasosa e líquida é tão baixa que não podem ser de grande importância prática em processos industriais rápidos. Mas, na prática, as reações em misturas de sólidos geralmente ocorrem a taxas milhares de vezes maiores do que seria possível com a interação direta de sólidos. A espessura da camada do produto resultante é quase a mesma em toda a superfície do grão coberto por ela. Isso é explicado pelo fato de que as reações que ocorrem entre materiais de partida sólidos na verdade ocorrem com a participação de fases gasosas ou líquidas.
A velocidade dessas reações que ocorrem sem a participação de fases gasosas e líquidas é tão baixa que não podem ser de grande importância prática em processos industriais rápidos realizados, em particular, na produção de sais. Na prática, as reações em misturas de sólidos geralmente ocorrem a taxas milhares de vezes mais rápidas do que seria possível com a interação direta de sólidos. A espessura da camada do produto resultante é quase a mesma em toda a superfície do grão coberto por ela. Isso é explicado pelo fato de que as reações que ocorrem entre materiais de partida sólidos na verdade ocorrem com a participação de fases gasosas ou líquidas.
A velocidade das reações que ocorrem sem a participação das fases gasosa e líquida é tão baixa que não podem ser de grande importância prática em processos industriais rápidos. Mas, na prática, as reações em misturas de sólidos geralmente ocorrem em taxas milhares de vezes maiores, ou do que seria possível com a interação direta de sólidos. A espessura da camada do produto resultante é quase a mesma em toda a superfície do grão coberto por ela. Isso é explicado pelo fato de que as reações que ocorrem entre materiais de partida sólidos na verdade ocorrem com a participação de fases gasosas ou líquidas.
É incrível que essas tensões de compressão, em relação às quais corpos sólidos são mais fortes do que em relação à tensão, atingiram o valor necessário para a destruição de cristais microscópicos. Experimentos diretos para estudar a dependência da taxa de decomposição do permanganato de potássio no tamanho da superfície, que é inversamente propo. Isso mostra que a fragmentação por si só nem sempre é a causa da aceleração observada da reação. A explicação da aceleração da reação de substâncias sólidas pela existência de reações em cadeia ramificada também encontra algumas dificuldades. As condições na fase sólida diferem significativamente daquelas na fase gasosa ou líquida em sua heterogeneidade. Se o mecanismo de cadeia existe, então tal reação ainda é limitada pela interface entre o material de partida sólido e o produto da reação. Consequentemente, mesmo na presença de um mecanismo em cadeia, surge a questão das causas propriedades especiais interfaces: produto sólido/sólido de origem.

2. materiais iniciais e métodos experimentais

2.1. Materiais de partida e sua análise

Fósforo, flúor e lítio foram introduzidos na forma de di-hidrogenofosfato de amônio seco a 100°C, e fluoreto de lítio e carbonato de lítio secos a 200°C. Óxido de níquel reativo (cinza, não estequiométrico) foi calcinado a 900°C para converter em NiO estequiométrico verde. O óxido de cobalto reativo (+2) foi usado na forma não calcinada (análise de fase de raios X verificou que era de fato CoO e não Co 3 O 4). Outros reagentes também foram testados para a introdução de metais de transição: carbonatos de cobalto e manganês, acetato de níquel, e também oxalatos de manganês e ferro (+2) precipitados de soluções aquosas. Para realizar esta parte dos experimentos, foram retirados sais solúveis: sulfato de ferro (+2) e cloreto de manganês (+2), eles foram dissolvidos em água destilada quente e uma solução quente de oxalato de amônio foi adicionada a eles. Após o resfriamento, os precipitados foram filtrados em funil de Buchner, lavados com água destilada até a remoção dos íons sulfato ou cloreto e secos a temperatura do quarto alguns dias.

Não há certeza de que esses carbonatos, oxalatos e acetatos correspondam exatamente às fórmulas ideais: durante o armazenamento, é possível a perda ou aquisição de água, hidrólise e oxidação. Por isso, foi necessário analisá-los. Para isso, três amostras paralelas de cada uma das substâncias iniciais foram calcinadas a peso constante e pesadas na forma de óxidos. A temperatura de calcinação foi escolhida com base nos dados da literatura sobre a estabilidade das formas de peso: para obter Fe 2 O 3 , NiO - 900 ° C, para obter Co 3 O 4 e Mn 2 O 3 - 750 ° C.

2.2. Fazendo sínteses

Quando o fluoreto de lítio é aquecido com dihidrofosfato de amônio, a volatilização do fluoreto de hidrogênio é possível. Portanto, realizar a síntese em um estágio dificilmente é possível. Primeiro você precisa obter o LiMPO 4, e somente depois remoção completaágua, você pode adicionar fluoreto de lítio.

Assim, duas fases podem ser distinguidas.

(1) 2NH 4 H 2 PO 4 + Li 2 CO 3 + 2MO ® 2 LiMPO 4 + 2NH 3 + CO 2 + 2H 2 O.

Aqui, MO é um óxido (NiO, CoO) ou um composto que se decompõe em um óxido.

(2) LiMPO 4 + LiF ® Li 2 MPO 4 F

Amostras das substâncias foram misturadas e moídas em um almofariz de jaspe até uma massa homogênea completa, em seguida os comprimidos foram prensados, mantidos a uma temperatura de 150-170 °C por 2 horas para remover a maioria dos componentes voláteis (se imediatamente aquecidos a mais temperaturas altas, então ocorre a fusão e a uniformidade do comprimido é perturbada). Em seguida, a temperatura foi aumentada gradativamente, moendo periodicamente a mistura, até obter LiMPO 4 quase puro. O disparo foi realizado em forno mufla, ou em uma atmosfera inerte em um forno tubular.

Devido à ausência de gases inertes nos cilindros, o nitrogênio teve que ser obtido aquecendo uma solução aquosa de cloreto de amônio e nitrito de bário. O frasco, no qual ocorreu a reação principal para a produção de nitrogênio (reação exotérmica, leve aquecimento), foi conectado a duas lavadoras com solução de sulfato de dicromato de potássio para reter possíveis impurezas de amônia e óxido nítrico, seguido de um tubo incandescente com grânulos de cobre para purificação de oxigênio e óxidos de nitrogênio, depois com sílica gel para secagem grosseira e duas lavagens com ácido sulfúrico concentrado para uma captura mais completa do vapor de água. Essas arruelas foram conectadas a um tubo contendo misturas comprimidas de substâncias em barcos de níquel. Primeiro, três vezes o volume de nitrogênio foi passado pela instalação para remover o ar, e só então o aquecimento foi iniciado. Após o término da queima, as amostras foram resfriadas em uma corrente de nitrogênio para evitar a oxidação do ar.

Os produtos foram verificados por análise de fase de raios-X e procedeu-se à segunda etapa de experimentos; para isso, os comprimidos obtidos foram moídos com peso calculado de fluoreto de lítio e, depois de prensados, continuaram a queima em forno mufla ou em forno inerte. atmosfera em um forno tubular de acordo com a tecnologia já considerada. Para garantir uma ligação mais completa do fosfato, o fluoreto de lítio foi introduzido em um excesso de cinco por cento. Este excesso é de apenas 0,7% em peso. % da mistura e é menos significativo do que a mistura de fosfato não reagido.

2.3. Radiografia

A análise de fase de raios-X foi realizada em um difractômetro DRON-2.0 em radiação Ka de cobre. Essa radiação não é muito adequada para compostos nos quais o ferro e principalmente o cobalto estão presentes, pois é fortemente absorvido pelos átomos desses elementos e excita sua própria radiação de raios X. Como resultado, os máximos de difração são enfraquecidos e o fundo aumenta acentuadamente. Portanto, a sensibilidade da análise de fase diminui, o número de reflexões observadas diminui e a precisão de sua medição se deteriora devido a fortes flutuações de intensidade. Para superar essas dificuldades, deve-se usar um tubo de raios X com um ânodo diferente, por exemplo, cobalto (mas os mesmos problemas surgiriam com compostos de manganês) ou instalar um monocromador em um feixe difratado. Mas não tivemos essa oportunidade, portanto, para reduzir erros estatísticos, o disparo do composto de cobalto teve que ser repetido várias vezes.

A análise de fase utilizou a base de dados de difração de pó PDF-2.

Glava 6

Cinética química. equilíbrio químico.

6.1.Químicocinética.

Cinética química- ramo da química que estuda as taxas e mecanismos dos processos químicos, bem como sua dependência de vários fatores.

Estudo de cinética reações químicas permite determinar os mecanismos dos processos químicos e controlar os processos químicos em sua implementação prática.

Qualquer processo químico é a conversão de reagentes em produtos de reação:

reagentes → estado de transição → produtos da reação.

Reagentes (substâncias de origem) - substâncias que entram no processo de interação química.

produtos de reação- substâncias formadas no final do processo de transformação química. Nos processos reversíveis, os produtos da reação direta são os reagentes da reação inversa.

reações irreversíveis- reações que ocorrem sob determinadas condições em quase uma direção (indicadas pelo sinal →).

Por exemplo:

CaCO 3 → CaO + CO 2

Reações reversíveis- reações que ocorrem simultaneamente em duas direções opostas (indicadas por um sinal).

Estado de transição (complexo ativado) - este é o estado de um sistema químico, que é intermediário entre os materiais de partida (reagentes) e os produtos da reação. Nesse estado, velhas ligações químicas são quebradas e novas ligações químicas são formadas. Além disso, o complexo ativado é convertido em produtos de reação.

A maioria das reações químicas são complexo e consiste em várias etapas, chamadas reações elementares .

reação elementar- um único ato de formação ou ruptura ligação química. O conjunto de reações elementares que compõem uma reação química determina mecanismo de uma reação química.

A equação de uma reação química geralmente indica o estado inicial do sistema (substâncias iniciais) e seu estado final (produtos da reação). Ao mesmo tempo, o mecanismo real de uma reação química pode ser bastante complexo e incluir linha inteira reações elementares. As reações químicas complexas são reversível, paralelo, serial e outras reações em várias etapas (reações em cadeia , reações acopladas etc.).

Se as taxas de vários estágios de uma reação química diferem significativamente, então a taxa de uma reação complexa como um todo é determinada pela taxa de seu estágio mais lento. Este estágio (reação elementar) é chamado de estágio limitante.

Dependendo do estado de fase das substâncias reagentes, existem dois tipos de reações químicas: homogêneo e heterogêneo.

fase uma parte de um sistema que difere em suas características físicas e propriedades quimicas de outras partes do sistema e separadas delas pela interface. Os sistemas monofásicos são chamados sistemas homogêneos, de várias fases - heterogêneo. Um exemplo de sistema homogêneo pode ser o ar, que é uma mistura de substâncias (nitrogênio, oxigênio, etc.) que estão na mesma fase gasosa. Uma suspensão de giz (sólido) em água (líquido) é um exemplo de sistema bifásico heterogêneo.

Assim, as reações nas quais as substâncias que interagem estão na mesma fase são chamadas reações homogêneas. A interação de substâncias em tais reações ocorre em todo o volume do espaço de reação.

Reações heterogêneas incluem reações que ocorrem no limite de fase. Um exemplo de reação heterogênea é a reação do zinco (fase sólida) com solução de ácido clorídrico (fase líquida). Em um sistema heterogêneo, a reação sempre ocorre na interface entre duas fases, pois somente aqui as substâncias reagentes que estão em fases diferentes podem colidir umas com as outras.

As reações químicas são geralmente distinguidas por sua molecularidade, Essa. de acordo com o número de moléculas envolvidas em cada ato elementar de interação . Nesta base, as reações são distinguidas monomolecular, bimolecular e trimolecular.

Monomolecular chamadas reações em que o ato elementar é uma transformação química de uma molécula , Por exemplo:

Bimolecular considerado reações em que o ato elementar ocorre quando duas moléculas colidem, por exemplo:

NO trimolecular reações, um ato elementar é realizado com a colisão simultânea de três moléculas, por exemplo:

A colisão de mais de três moléculas ao mesmo tempo é quase improvável, portanto, reações de maior molecularidade não ocorrem na prática.

As taxas de reações químicas podem variar significativamente. As reações químicas podem ocorrer de forma extremamente lenta, por todo o períodos geológicos, como intemperismo pedras, que é a transformação de aluminossilicatos:

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.

ortoclásio - quartzo de potassa de feldspato. areia caulinita (argila)

Algumas reações ocorrem quase instantaneamente, por exemplo, a explosão de pólvora negra, que é uma mistura de carvão, enxofre e nitrato:

3C + S + 2KNO 3 = N 2 + 3CO 2 + K 2 S.

A velocidade de uma reação química é uma medida quantitativa da intensidade de sua ocorrência.

Em geral sob a velocidade de uma reação química compreender o número de reações elementares que ocorrem por unidade de tempo em uma unidade de espaço de reação.

Como para processos homogêneos o espaço de reação é o volume do recipiente de reação, então

para reações homogêneas com A velocidade de uma reação química é determinada pela quantidade de uma substância que reagiu por unidade de tempo por unidade de volume.

Considerando que a quantidade de uma substância contida em um determinado volume caracteriza a concentração de uma substância, então

A taxa de reação é um valor que mostra a mudança na concentração molar de uma das substâncias por unidade de tempo.

Se, a volume e temperatura constantes, a concentração de um dos reagentes diminui de com 1 a com 2 por um período de tempo de t 1 a t 2 , então, de acordo com a definição, a taxa de reação para um determinado período de tempo (taxa de reação média) é igual a:

Normalmente, para reações homogêneas, a dimensão da taxa V[mol/l s].

Como para reações heterogêneas o espaço de reação é superfície , em que a reação ocorre, então para reações químicas heterogêneas, a taxa de reação refere-se à área unitária da superfície na qual a reação ocorre. Assim, a velocidade média de uma reação heterogênea tem a forma:

Onde Sé a área da superfície na qual a reação ocorre.

A dimensão da velocidade para reações heterogêneas é [mol/l s m 2 ].

A velocidade de uma reação química depende de vários fatores:

a natureza dos reagentes;

concentrações de reagentes;

pressão (para sistemas de gás);

temperatura do sistema;

área de superfície (para sistemas heterogêneos);

a presença de um catalisador no sistema e outros fatores.

Como cada interação química é o resultado de colisões de partículas, um aumento na concentração (o número de partículas em um determinado volume) leva a colisões mais frequentes e, como resultado, a um aumento na velocidade da reação. A dependência da velocidade das reações químicas nas concentrações molares dos reagentes é descrita pela lei básica da cinética química - lei das massas atuantes , que foi formulado em 1865 por N.N. Beketov e em 1867 por K.M. Guldberg e P. Waage.

Lei das massas atuantes lê: a velocidade de uma reação química elementar a uma temperatura constante é diretamente proporcional ao produto das concentrações molares dos reagentes em potências iguais aos seus coeficientes estequiométricos.

A equação que expressa a dependência da velocidade da reação na concentração de cada substância é chamada equação cinética de reação .

Deve-se notar que a lei da ação das massas é totalmente aplicável apenas às reações homogêneas mais simples. Se a reação ocorre em vários estágios, então a lei é válida para cada um dos estágios, e A velocidade de um processo químico complexo é determinada pela velocidade da reação mais lenta, que é estágio limitante todo o processo.

No caso geral, se uma reação elementar ocorre simultaneamente t moléculas de substância MAS e n moléculas de substância NO:

mMAS + nNO = Com,

então a equação para a velocidade da reação (equação cinética) parece:

Onde ké o coeficiente de proporcionalidade, que é chamado constante de taxa reação química; [ MAS MAS; [B] é a concentração molar de uma substância B; m e n são coeficientes estequiométricos na equação da reação.

Para entender significado físico da constante de velocidade de reação , deve ser tomado nas equações acima para a concentração de reagentes [ MAS] = 1 mol/le [ NO] = 1 mol/l (ou igualar seu produto à unidade), e então:

Daí fica claro que constante de taxa de reação k é numericamente igual à taxa de reação na qual as concentrações dos reagentes (ou seu produto nas equações cinéticas) são iguais à unidade.

Constante da taxa de reação k depende da natureza dos reagentes e da temperatura, mas não depende do valor da concentração dos reagentes.

Para reações heterogêneas, a concentração da fase sólida não é incluída na expressão para a velocidade de uma reação química.

Por exemplo, na reação de síntese de metano:

Se a reação ocorre na fase gasosa, então uma mudança na pressão no sistema tem um efeito significativo em sua taxa, uma vez que uma mudança na pressão na fase gasosa leva a uma mudança proporcional na concentração. Assim, um aumento na pressão leva a um aumento proporcional na concentração e uma diminuição na pressão, respectivamente, reduz a concentração do reagente gasoso.

Uma mudança na pressão praticamente não afeta a concentração de substâncias líquidas e sólidas (o estado condensado da matéria) e não afeta a velocidade das reações que ocorrem nas fases líquida ou sólida.

As reações químicas são realizadas devido à colisão de partículas de substâncias reagentes. No entanto, nem toda colisão de partículas reagentes é eficiente , ou seja leva à formação de produtos de reação. Apenas partículas com maior energia partículas ativas capaz de realizar uma reação química. Com o aumento da temperatura, a energia cinética das partículas aumenta e o número de partículas ativas aumenta, portanto, a taxa de processos químicos aumenta.

A dependência da velocidade da reação com a temperatura é determinada regra de van't Hoff : para cada 10 0 C de aumento de temperatura, a velocidade de uma reação química aumenta de duas a quatro vezes.

V 1 é a taxa de reação na temperatura inicial do sistema t 1 , V 2 é a taxa de reação na temperatura final do sistema t 2 ,

γ é o coeficiente de temperatura da reação (coeficiente de van't Hoff), igual a 2÷4.

Conhecendo o valor do coeficiente de temperatura γ torna-se possível calcular a mudança na velocidade da reação com o aumento da temperatura de T 1 a T 2. Nesse caso, você pode usar a fórmula:

Obviamente, à medida que a temperatura aumenta, progressão aritmética a velocidade da reação aumenta exponencialmente. O efeito da temperatura na velocidade da reação é maior mais valor coeficiente de temperatura da reação g.

Deve-se notar que a regra de van't Hoff é aproximada e é aplicável apenas para uma avaliação aproximada do efeito de pequenas mudanças de temperatura na taxa de reação.

A energia necessária para que as reações ocorram pode ser fornecida várias influências(calor, luz, eletricidade, radiação laser, plasma, radiação radioativa, alta pressão etc.).

As reações podem ser classificadas em térmico, fotoquímico, eletroquímico, radioquímico etc. Com todas essas influências, aumenta a proporção de moléculas ativas, que têm uma energia igual ou maior que a energia mínima necessária para esta interação E min.

Quando moléculas ativas colidem, as chamadas complexo ativado , dentro do qual ocorre a redistribuição de átomos.

A energia necessária para aumentar a energia média das moléculas das substâncias reagentes à energia do complexo ativado é chamada de energia de ativação Ea.

A energia de ativação pode ser considerada como alguma energia adicional que as moléculas reagentes devem adquirir para superar um certo barreira de energia . Assim, E a ra na diferença entre a energia média das partículas reagentes E ref e a energia do complexo ativado E min. A energia de ativação é determinada pela natureza dos reagentes. Significado E a varia de 0 a 400 kJ. Se o valor E a excede 150 kJ, então tais reações praticamente não ocorrem em temperaturas próximas ao padrão.

A mudança na energia de um sistema durante uma reação pode ser representada graficamente usando o seguinte diagrama de energia (Fig. 6.1).

caminho de reação

Arroz. 6.1. Diagrama de energia de uma reação exotérmica:

E ref é a energia média das substâncias iniciais; E prod é a energia média dos produtos da reação; Emin é a energia do complexo ativado; E act - energia de ativação; ΔH p - efeito térmico de uma reação química

Pode-se ver no diagrama de energia que a diferença entre os valores de energia dos produtos da reação e a energia das substâncias de partida será o efeito térmico da reação.

E prod. – E ref. \u003d ΔH p.

De acordo com a equação de Arrhenius, quanto maior o valor da energia de ativação E agir, mais a constante de velocidade de uma reação química k dependente da temperatura:

E- energia de ativação (J/mol),

R é a constante universal do gás,

Té a temperatura em K,

MAS- Constante de Arrhenius,

e\u003d 2.718 - a base dos logaritmos naturais.

Catalisadores- São substâncias que aumentam a velocidade de uma reação química. Eles interagem com os reagentes para formar um intermediário composto químico e são liberados ao final da reação. O efeito que os catalisadores têm nas reações químicas é chamado de catálise.

Por exemplo, uma mistura de pó de alumínio e iodo cristalino à temperatura ambiente não mostra sinais perceptíveis de interação, mas uma gota de água é suficiente para causar uma reação violenta:

Distinguir catálise homogênea (o catalisador forma um sistema homogêneo com os reagentes, por exemplo, uma mistura gasosa) e heterogêneo catálise (o catalisador e os reagentes estão em fases diferentes e o processo catalítico ocorre na interface).

Explicar o mecanismo de catálise homogênea mais difundido recebido teoria intermediária (proposto pelo pesquisador francês Sabatier e desenvolvido nos trabalhos do cientista russo N.D. Zelinsky). De acordo com essa teoria, um processo lento, como uma reação:

na presença de um catalisador, procede rapidamente, mas em duas etapas. Na primeira etapa do processo, um composto intermediário de um dos reagentes com um catalisador é formado Um gato.

Primeira etapa:

A + kat = A.∙. gato.

O composto resultante no segundo estágio forma um complexo ativado com outro reagente [ A.∙.kat.∙.B], que se transforma no produto final AB com regeneração de catalisador gato.

Segundo estágio:

A.∙.kat + B = = AB + kat.

A interação intermediária do catalisador com os reagentes direciona o processo para nova maneira, caracterizado por uma barreira de energia mais baixa. Por isso, o mecanismo de ação dos catalisadores está associado a uma diminuição da energia de ativação da reação devido à formação de compostos intermediários.

Um exemplo é uma reação lenta:

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3 devagar.

No método nitroso industrial para a produção de ácido sulfúrico, o óxido nítrico (II) é usado como catalisador, o que acelera significativamente a reação:

A catálise heterogênea é amplamente utilizada em processos de refino de petróleo. Os catalisadores são platina, níquel, óxido de alumínio, etc. Hidrogenação óleo vegetal funciona em um catalisador de níquel (níquel em terra de diatomáceas), etc.

Um exemplo de catálise heterogênea é a oxidação de SO 2 a SO 3 em um catalisador de V 2 O 5 na produção de ácido sulfúrico pelo método de contato.

As substâncias que aumentam a atividade de um catalisador são chamadas de promotores (ou ativadores). Neste caso, os próprios promotores podem não ter propriedades catalíticas.

Venenos catalíticos - assuntos do estrangeiro na mistura de reação, levando à perda parcial ou completa da atividade do catalisador. Assim, vestígios de fósforo e arsênico causam perda rápida atividade do catalisador V 2 O 5 na oxidação de SO 2 a SO 3.

Muitas das indústrias químicas mais importantes, como a produção de ácido sulfúrico, amônia, ácido nítrico, borracha sintética, vários polímeros, etc., são realizadas na presença de catalisadores.

As reações bioquímicas em organismos vegetais e animais são aceleradas catalisadores bioquímicos – enzimas.

Focado é possível retardar o curso de processos químicos indesejáveis adicionando substâncias especiais ao meio de reação - inibidores. Por exemplo, para retardar processos indesejáveis de destruição de metais por corrosão, vários métodos são amplamente utilizados. inibidores de corrosão de metais .

6.1.1. Perguntas para o autocontrole do conhecimento teórico

sobre o tema "Cinética química"

1. O que estuda a cinética química?

2. O que é comumente entendido pelo termo "reagentes"?

3. O que é comumente entendido pelo termo "produtos de reação"?

4. Como são indicados os processos reversíveis nas reações químicas?

5. O que é comumente entendido pelo termo "complexo ativado"?

6. O que é uma reação elementar?

7. Quais reações são consideradas complexas?

8. Qual estágio das reações é chamado de estágio limitante?

9. Defina o conceito de "fase"?

10. Quais sistemas são considerados homogêneos?

11. Quais sistemas são considerados heterogêneos?

12. Dê exemplos de sistemas homogêneos.

13. Dê exemplos de sistemas heterogêneos.

14. O que é considerado a "molecularidade" da reação?

15. O que significa o termo "velocidade de uma reação química"?

16. Dê exemplos de reações rápidas e lentas.

17. O que significa o termo "velocidade de uma reação química homogênea"?

18. O que significa o termo "velocidade de uma reação química heterogênea"?

19. Que fatores determinam a velocidade de uma reação química?

20. Formule a lei básica da cinética química.

21. Qual é a constante de velocidade das reações químicas?

22. De que fatores depende a constante de velocidade das reações químicas?

23. A concentração de quais substâncias não está incluída na equação cinética das reações químicas?

24. Como a velocidade de uma reação química depende da pressão?

25. Como a velocidade de uma reação química depende da temperatura?

26. Como é formulada a Regra de Van't Hoff?

27. Qual é o "coeficiente de temperatura de uma reação química"?

28. Defina o termo "energia de ativação".

29. Dê a definição do conceito de "catalisador de uma reação química"?

30. O que é catálise homogênea?

31. O que é catálise heterogênea?

32. Como se explica o mecanismo de ação de um catalisador em catálise homogênea?

33. Dê exemplos de reações catalíticas.

34. O que são enzimas?

35. O que são promotores?

6.1.2. Exemplos de resolução de problemas típicos

sobre o tema "Cinética química"

Exemplo 1. A velocidade da reação depende da área de superfície de contato dos reagentes:

1) ácido sulfúrico com uma solução de cloreto de bário,

2) combustão de hidrogênio em cloro,

3) ácido sulfúrico com solução de hidróxido de potássio,

4) combustão de ferro em oxigênio.

A taxa de reações heterogêneas depende da área de superfície de contato das substâncias reagentes. Entre as reações acima, a reação heterogênea, i.e. caracterizada pela presença de diferentes fases, é a reação de combustão do ferro (fase sólida) em oxigênio (fase gasosa).

Responda. 3.

Exemplo 2 Como a taxa de reação mudará?

2H 2 (g) + O 2 (G) \u003d 2H 2 O (g)

quando a concentração das substâncias de partida é dobrada?

Vamos escrever a equação cinética da reação, que estabelece a dependência da velocidade da reação com a concentração dos reagentes:

V 1 = k [H 2 ] 2 [О 2 ].

Se as concentrações das substâncias iniciais forem aumentadas em 2 vezes, a equação cinética terá a forma:

V 2 = k (2 [H 2 ]) 2 2 [О 2 ] = 8 k [H 2 ] 2 [О 2 ], ou seja.

Com um aumento na concentração das substâncias de partida por um fator de dois, a velocidade dessa reação aumentou por um fator de 8.

Responda. oito.

Exemplo 3 Como a taxa de reação mudará se a pressão total no sistema CH 4 (G) + 2O 2 (G) \u003d CO 2 (G) + 2H 2 O (G) for reduzida em 5 vezes?

De acordo com a equação cinética da reação, a velocidade desta reação será determinada por:

V 1 = k[CH 4] [O 2] 2.

Se a pressão for reduzida por um fator de cinco, a concentração de cada uma das substâncias gasosas também diminuirá por um fator de cinco. A equação cinética da reação nestas condições será a seguinte:

pode-se determinar que a velocidade da reação diminuiu 125 vezes.

Responda. 125.

Exemplo 4 Como a velocidade de uma reação caracterizada por um coeficiente de temperatura de reação de 3 mudará se a temperatura no sistema aumentar de 20 para 60°C?

Decisão. De acordo com a regra de van't Hoff

Com um aumento da temperatura em 40 0 C, a taxa dessa reação aumentou 81 vezes

Responda. 81.

6.1.3. Perguntas e exercícios para auto-preparação

A velocidade das reações químicas

1. Dependendo do estado físico dos reagentes, as reações químicas são divididas em:

1) exotérmica e endotérmica,

2) reversível e irreversível,

3) catalítico e não catalítico,

4) homogêneo e heterogêneo.

2. Indique o número ou a soma dos números condicionais sob os quais as reações homogêneas são dadas:

3. Indique o número ou a soma dos números condicionais, sob os quais são dadas as expressões que podem ser usadas para calcular a velocidade de uma reação homogênea:

4. A unidade de medida da velocidade de uma reação homogênea pode ser:

1) mol/l s,

3) mol/l,

4) l/mol s.

5. Indique o número ou a soma dos números condicionais sob os quais as expressões justas são dadas. Durante uma reação homogênea

MAS + 2B® 2 C + D:

1) concentração MAS e NO estão diminuindo

2) concentração Com aumenta mais rápido que a concentração D,

4) concentração NO diminui mais rápido que a concentração MAS,

8) a velocidade da reação permanece constante.

6. Qual número mostra a linha que reflete corretamente a mudança no tempo da concentração da substância formada na reação:

7. Mudança no tempo da concentração da substância inicial na reação que prossegue até o final, direita curva descreve:

9. Indique o número ou a soma dos números condicionais sob os quais as reações são dadas, cuja velocidade não depende em que substância é calculado?

10. Indique o número ou a soma dos números condicionais, sob os quais os fatores que afetam a velocidade da reação são dados:

1) a natureza dos reagentes,

2) concentração de reagentes,

4) temperatura do sistema de reação,

8) a presença de um catalisador no sistema de reação.

11. A lei básica da cinética química estabelece a dependência da taxa de reação em:

1) temperaturas dos reagentes,

2) concentrações de reagentes,

3) a natureza dos reagentes,

4) tempo de reação.

12. Indique o número ou a soma dos números condicionais sob os quais as afirmações corretas são dadas. Cinética química:

1) seção de física,

2) estuda a velocidade de uma reação química,

4) usa a lei da ação das massas,

8) estuda a dependência da velocidade das reações das condições para sua ocorrência.

13. Ya.Kh. Van't Hoff:

1) primeiro laureado premio Nobel em química,

2) estudou a dependência da taxa de reação com a temperatura,

4) estudou a dependência da taxa de reação na concentração de substâncias,

8) formulou a lei da ação de massa.

14. Nas mesmas condições, a reação ocorre mais rapidamente:

1) Ca + H 2 O ®

3) Mg + H 2 O ®

4) Zn + H 2 O ®

15. A taxa de evolução do hidrogênio é a mais alta na reação:

1) Zn + HCl (solução a 5%) ®

2) Zn + HCl (solução a 10%) ®

3) Zn + HCl (solução a 15%) ®

4) Zn + HCl (solução a 30%) ®

16. Concentração do reagente não afeta sobre a taxa de reação, se esta substância na reação é tomada em:

1) estado sólido,

2) estado gasoso,

3) estado dissolvido.

17. Calcular velocidade média reação A + B = C (mol / l × s), se for conhecido que a concentração inicial A foi de 0,8 mol / l, e após 10 segundos tornou-se 0,6 mol / l.

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

18. Quantos mol/l diminuíram as concentrações das substâncias A e B na reação UMA + 2B® 3 C se for sabido que durante o mesmo tempo a concentração Com aumentado em 4,5 mol/l?

D Com DE ANÚNCIOS Com B

19. Calcule a taxa média de reação 2CO + O 2 ® 2CO 2 (mol/l × s), sabendo-se que a concentração inicial de CO era de 0,60 mol/le após 10 segundos passou a ser 0,15 mol/l. De quantos mol/l a concentração de CO 2 variou durante esse período de tempo?

3) 0,045; 0,045,

20. De quantos graus o sistema deve ser aquecido para que a velocidade da reação que ocorre nele aumente de 2 a 4 vezes?

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

21. A taxa de reação a 20°C é 0,2 mol/l×s. Determine a taxa de reação a 60°C (mol/l×s) se o coeficiente de temperatura da taxa de reação for 3.

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

22. Dependência empírica da taxa de reação com a temperatura direita reflete a equação:

23. A taxa de reação a 20°C é 0,08 mol/l×s. Calcule a taxa de reação a 0°C (mol/l×s) se o coeficiente de temperatura da taxa de reação for 2.

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

24. Quantas vezes a taxa de reação aumentará com um aumento de temperatura de 40 ° C, se o coeficiente de temperatura da taxa de reação for 3?

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

25. Em quantos graus a temperatura deve ser aumentada para que a taxa de reação aumente 64 vezes se o coeficiente de temperatura da taxa de reação for 4?

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

26. Calcule o coeficiente de temperatura da taxa de reação, se for conhecido que quando a temperatura aumenta em 50 ° C, a taxa de reação aumenta em 32 vezes.

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

27. A razão para o aumento da taxa de reação com o aumento da temperatura é um aumento em:

1) a velocidade de movimento das moléculas,

2) o número de colisões entre moléculas,

3) proporções de moléculas ativas,

4) a estabilidade das moléculas dos produtos da reação.

28. Indique o número ou a soma dos números condicionais, sob os quais as reações são dadas, para os quais o MnO 2 é um catalisador:

1) 2KClO 3 ® 2KCl + 3O 2,

2) 2Al + 3I 2 ® 2Al 3 ,

4) 2H 2 O 2 ® 2H 2 O + O 2,

8) 2SO 2 + O 2 ® 2SO 3.

29. Indique o número ou quantidade de números condicionais sob os quais as respostas corretas são dadas. Com a ajuda de reações catalíticas na indústria, receba:

1) ácido clorídrico,

2) ácido sulfúrico,

4) amônia,

8) ácido nítrico.

30. Indique o número ou quantidade de números condicionais sob os quais as respostas corretas são dadas. Catalisador:

1) participa da reação,

2) usado apenas em estado sólido,

4) não é consumido durante a reação,

8) em sua composição contém necessariamente um átomo de metal.

31. Indique o número ou quantidade de números condicionais sob os quais as respostas corretas são dadas. Os seguintes são usados como catalisadores:

32. As substâncias que reduzem a atividade de um catalisador são chamadas de:

1) promotores,

2) regeneradores,

3) inibidores,

4) venenos catalíticos.

33. Catalítico não é reação:

1) (C6H10O5) n + n H2O® n C6H12O6,

celulose

2) 2SO 2 + O 2 ® 2SO 3,

3) 3H 2 + N 2 ® 2NH 3,

4) NH 3 + HCl ® NH 4 Cl.

34. Sob que número é dada a equação de catálise homogênea:

35. O mecanismo de ação do catalisador reflete corretamente a afirmação. Catalisador:

1) aumentando energia cinética partículas iniciais, aumenta o número de suas colisões,

2) forma com as substâncias iniciais compostos intermediários que são facilmente convertidos em substâncias finais,

3) sem interagir com as substâncias de partida, direciona a reação para um novo caminho,

4) diminuindo a energia cinética das partículas iniciais, aumenta o número de suas colisões.

36. O papel de um promotor em uma reação catalítica é que:

1) reduz a atividade do catalisador,

2) aumenta a atividade do catalisador,

3) conduz a reação na direção desejada,

4) protege o catalisador de venenos catalíticos.

37. Enzimas:

1) catalisadores biológicos,

2) têm uma natureza proteica,

4) não diferem na especificidade da ação,

8) acelerar processos bioquímicos em organismos vivos.

38. A reação é heterogênea:

39. Indique o número ou quantidade de números condicionais sob os quais as respostas corretas são dadas. Para aumentar a taxa de queima de carvão: C + O 2 ® CO 2, você deve:

1) aumentar a concentração de O 2,

2) aumentar a concentração de carvão,

4) moer carvão,

8) aumentar a concentração de dióxido de carbono.

40. Se o reagente A for levado para a reação: A t + X gas ® no estado sólido, então a velocidade da reação é afetada por:

1) concentração A,

2) a área da superfície de contato A com X,

4) massa molar A,

8) a concentração da substância X.

41. A dimensão da velocidade de uma reação heterogênea é:

1) mol/l, 2) mol/cm 3 × s,

3) mol/l × s 4) mol/cm 2 × s.

42. Indique o número ou quantidade de números condicionais sob os quais as respostas corretas são dadas. O princípio do leito fluidizado é usado:

1) para aumentar a superfície de contato dos reagentes,

2) ao disparar piritas,

4) durante o craqueamento catalítico de produtos petrolíferos,

8) para regenerar a atividade do catalisador.

43. pelo menos

1) Na + H 2 O ® 2) Ca + H 2 O ®

3) K + H 2 O ® 4) Mg + H 2 O ®

44. O gráfico mostra os diagramas de energia das reações não catalíticas e catalíticas da decomposição do iodo de hidrogênio. A mudança na energia de ativação reflete o segmento de energia:

1) b, 2) c, 3) d, 4) b-c.

45. o melhor a energia de ativação é a reação descrita pelo esquema:

1) AgNO 3 + KCl ® AgCl + KNO 3,

2) BaCl 2 + K 2 SO 4 ® BaSO 4 + 2KCl,

3) 2Na + 2H 2 O ® 2NaOH + 2H 2,

6.2. equilíbrio químico.

Junto com reações químicas praticamente irreversíveis:

СaCl 2 + 2AgNO 3 \u003d Ca (NO 3) 2 + 2AgCl ↓ e outros.

Numerosos processos são conhecidos quando uma transformação química não chega ao seu fim, mas aparece uma mistura de equilíbrio de todos os participantes e produtos da reação, que estão tanto à esquerda quanto à direita da equação de reação estequiométrica. Então, sob condições padrão, o sistema é reversível:

Considere as características do fluxo de processos reversíveis no exemplo de um sistema que, em geral, tem a forma:

Desde que as reações direta → e reversa ← prossigam em um estágio, de acordo com a lei da ação das massas, os valores das velocidades para a direta ( V reto) e reverso ( V arr) as reações são descritas pelas seguintes equações cinéticas:

Onde k Em linha reta e k arr - constantes de velocidade, respectivamente, de reações diretas e inversas.

No momento inicial de tempo (ver Fig. 6.2), as concentrações das substâncias iniciais [A] e [B], e, conseqüentemente, a velocidade da reação direta, têm um valor máximo. As concentrações dos produtos da reação [C] e [D] e a velocidade da reação inversa no momento inicial são iguais a zero. Durante o curso da reação, as concentrações dos materiais de partida diminuem, o que leva a uma diminuição na velocidade da reação direta. As concentrações dos produtos da reação e, consequentemente, a velocidade da reação inversa aumentam. Finalmente, chega um ponto em que as velocidades das reações direta e inversa se tornam iguais.

O estado do sistema em que V Em linha reta = V arr chamado equilíbrio químico. Este equilíbrio é dinâmico , uma vez que uma reação bidirecional ocorre no sistema - na direta ( UMA e B- reagentes, C e D– produtos) e vice-versa ( UMA e B– produtos, C e D– reagentes).

V arr.

Tempo de reação

Arroz. 6.2. A dependência das velocidades das reações direta e inversa

desde o momento de sua ocorrência.

Em um sistema reversível em equilíbrio, as concentrações de todos os participantes do processo são chamadas de concentrações de equilíbrio, uma vez que as reações direta e inversa ocorrem constantemente e na mesma velocidade.

Uma característica quantitativa do equilíbrio químico pode ser derivada usando o equações cinéticas :

Como as constantes de velocidade das reações a uma temperatura fixa são constantes, a razão também será constante

chamado constante de equilíbrio químico. Equacionando as partes certas das equações cinéticas para as reações direta e inversa, podemos obter:

Onde Kpé a constante de equilíbrio químico expressa em termos das concentrações de equilíbrio dos participantes na reação.

A constante de equilíbrio químico é a razão do produto das concentrações de equilíbrio dos produtos da reação para o produto das concentrações de equilíbrio dos materiais de partida em potências de seus coeficientes estequiométricos.

Por exemplo, para uma reação reversível

expressões para a constante de equilíbrio tem a forma:

Se duas ou mais fases estão envolvidas no processo de transformação química, então a expressão para a constante de equilíbrio deve levar em conta apenas aquelas fases nas quais ocorrem mudanças nas concentrações dos reagentes. Por exemplo, na expressão para a constante de equilíbrio para o sistema

o número total de moles de substâncias gasosas antes e depois da reação permanece constante e a pressão no sistema não muda. O equilíbrio neste sistema não muda com a pressão.

Influência da mudança de temperatura no deslocamento do equilíbrio químico.

Em cada reação reversível, uma das direções corresponde a um processo exotérmico e a outra a um endotérmico. Assim, na reação de síntese de amônia, a reação direta é exotérmica e a reação inversa é endotérmica.

1) as concentrações de H 2 , N 2 e NH 3 não mudam com o tempo,

3) o número de moléculas de NH 3 decaindo por unidade de tempo é igual à metade do número total de moléculas de H 2 e N 2 formadas durante esse tempo,

4) número total Moléculas de H 2 e N 2 convertidas em NH 3 por unidade de tempo é igual ao número de moléculas de NH 3 formadas durante o mesmo tempo.

49. Indique o número ou quantidade de números condicionais sob os quais as respostas corretas são dadas. O equilíbrio químico no sistema: 2SO 2 + O 2 2SO 3 ∆Н ˂0 violará:

1) redução de pressão no sistema,

2) aquecimento,

4) aumento da concentração de oxigênio.

50. Indique o número ou a soma dos números condicionais sob os quais as respostas corretas são dadas. Para deslocar o equilíbrio no sistema N 2 + 3H 2 2NH 3 ∆Н ˂0 para a esquerda, é necessário:

1) insira H 2 no sistema,

2) remova o NH 3 do sistema,

4) aumentar a pressão,

8) aumentar a temperatura.

51. Para deslocar o equilíbrio da reação 2SO 2 + O 2 2SO 3 ∆Н ˂0 para a direita, é necessário:

1) aquecer o sistema,

2) introduzir O 2 no sistema,

4) insira SO 3 no sistema,

8) reduza a pressão no sistema.

52. Regra (princípio) de Le Chatelier não corresponde demonstração:

1) um aumento na temperatura desloca o equilíbrio para uma reação endotérmica;

2) o abaixamento da temperatura desloca o equilíbrio para uma reação exotérmica;

3) um aumento na pressão desloca o equilíbrio para uma reação que leva a um aumento de volume;

N 2 + O 2 ∆Н ˂0,2H 2 O (vapor), 2NH 3 cat. 3H2+N2. b,

2) k 1H = k 2 2 ,

67. Na constante de equilíbrio ( Kp) afeta:

1) pressão,

2) temperatura,

3) concentração,

4) catalisador.

O trabalho foi adicionado ao site do site: 2015-07-05

">24. "> "> Sinais de reações reversíveis e irreversíveis. Critérios de equilíbrio. Constante de equilíbrio. Princípio de Le Chatelier.

;color:#000000;fundo:#ffffff">1. A reação é chamada;cor:#000000;fundo:#ffffff">reversível;color:#000000;fundo:#ffffff">, se sua direção depender das concentrações das substâncias que participam da reação. Por exemplo, N;vertical-align:sub;color:#000000;fundo:#ffffff">2;cor:#000000;fundo:#ffffff"> + 3H;vertical-align:sub;color:#000000;fundo:#ffffff">2;cor:#000000;fundo:#ffffff"> = 2NH;vertical-align:sub;color:#000000;fundo:#ffffff">3;color:#000000;background:#ffffff"> com baixa concentração de amônia em mistura de gás e altas concentrações de nitrogênio e hidrogênio, a amônia é formada; pelo contrário, em uma alta concentração de amônia, ela se decompõe, a reação segue na direção oposta. Após a conclusão de uma reação reversível, ou seja, ao atingir o equilíbrio químico, o sistema contém tanto os materiais de partida quanto os produtos da reação.

;color:#000000;fundo:#ffffff">Reações irreversíveis;color:#000000;fundo:#ffffff"> - reações nas quais as substâncias ingeridas são completamente convertidas em produtos de reação que não reagem entre si em determinadas condições, por exemplo;fundo:#ffffff">, ;cor:#000000;fundo:#ffffff">queimando;fundo:#ffffff"> ;cor:#000000;fundo:#ffffff">hidrocarbonetos;fundo:#ffffff">, ;cor:#000000;fundo:#ffffff">educação;color:#000000;fundo:#ffffff">baixa dissociação;fundo:#ffffff"> ;color:#000000;fundo:#ffffff">compostos, precipitação, formação de substâncias gasosas.

">Equilíbrio químico"> - o estado do sistema em que a velocidade da reação direta (" xml:lang="en-US" lang="en-US">V;vertical-align:sub">1 ">) é igual à velocidade da reação inversa (" xml:lang="en-US" lang="en-US">V;vertical-align:sub">2 ">). No equilíbrio químico, as concentrações das substâncias permanecem inalteradas. O equilíbrio químico tem um caráter dinâmico: as reações diretas e inversas não param no equilíbrio.

"> O estado de equilíbrio químico é caracterizado quantitativamente pela constante de equilíbrio, que é a razão das constantes da linha reta (" xml:lang="en-US" lang="en-US">K;vertical-align:sub">1 ">) e inverter ( " xml:lang="en-US" lang="en-US">K;vertical-align:sub">2 ">) reações.

" xml:lang="en-US" lang="en-US">K = K;vertical-align:sub" xml:lang="en-US" lang="en-US">1/" xml:lang="en-US" lang="en-US">K;vertical-align:sub" xml:lang="en-US" lang="en-US">2" xml:lang="en-US" lang="en-US">= ([C];vertical-align:super" xml:lang="en-US" lang="en-US">c" xml:lang="en-US" lang="en-US"> [D];vertical-align:super" xml:lang="en-US" lang="en-US">d" xml:lang="en-US" lang="en-US">) / ([A];vertical-align:super" xml:lang="en-US" lang="en-US">a" xml:lang="en-US" lang="en-US"> [B];vertical-align:super" xml:lang="en-US" lang="en-US">b" xml:lang="en-US" lang="en-US">)

"> A constante de equilíbrio depende da temperatura e natureza das substâncias reagentes. Quanto maior a constante de equilíbrio, mais o equilíbrio é deslocado para a formação de produtos de reação direta.

">deslocamento do equilíbrio químico.

"\u003e 1. Mudança na concentração do reagente. In-in

"\u003e Aumentando o final do ref in-in desloca para a direita
"> Um aumento nos produtos deslocará o equilíbrio para a esquerda

">2. Pressão (somente para gases)

">Aumento da pressão. Desloca o equilíbrio em lado para dentro ocupando um volume menor.
"\u003e Uma diminuição na pressão desloca o equilíbrio para v-v ocupando um volume maior

"> 3. Temperatura.

"> Para aumento exotérmico de p-th. T se desloca para a esquerda
"> Para endotérmica, um aumento em T se desloca para a direita.
"> Catalisadores não afetam o equilíbrio químico, mas apenas aceleram seu início

"> Princípio de Le Chatelier"> se um sistema em estado de equilíbrio dinâmico é afetado de alguma forma, então a reação que impede esse efeito é predominantemente obtida

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

" xml:lang="en-US" lang="en-US">→ t◦→

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

" xml:lang="en-US" lang="en-US"> ← p-

Classificação das reações químicas. Substâncias iniciais ativaram produtos de reação complexos

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