Sel hetkel saavutati tasakaal, st edasisuunalise reaktsiooni kiirus (A + 2B = C) võrdus pöördreaktsiooni kiirusega (B = A + 2B). Teadaolevalt on aine A tasakaalukontsentratsioon 0,12 mol/l, elemendi B 0,24 mol/l ja aine C 0,432 mol/l. On vaja määrata A ja B algkontsentratsioonid.

Uurige keemilise interaktsiooni skeemi. Sellest järeldub, et ühest moolist ainest A ja kahest moolist ainest B tekkis üks mool (elementi C). Kui ühes reaktsioonis tekkis (vastavalt ülesande tingimustele) 0,432 mooli elementi C, siis vastavalt 0,432 mooli ainet A ja 0,864 mooli elementi B.

Te teate lähteainete tasakaalukontsentratsioone: [A] = 0,12 mol/l, [B] = 0,24 mol/l. Nendele väärtustele lisades reaktsiooni ajal tarbitud väärtused, saate algkontsentratsioonide väärtused: [A] 0 = 0,12 + 0,432 = 0,552 mol / l; [B]0 = 0,24 + 0,864 = 1,104 mol/l.

Ainete algkontsentratsioone saate määrata ka tasakaalukonstandi (Kp) abil - reaktsiooni tasakaalukontsentratsioonide ja lähteainete tasakaalukontsentratsioonide korrutisega. Tasakaalukonstant arvutatakse valemiga: Кр = [C]n [D]m /([A]0x[B]0y), kus [C] ja [D] on reaktsiooniproduktide С ja D tasakaalukontsentratsioonid. ; n, m on nende koefitsiendid. Vastavalt on [A]0, [B]0 elementide tasakaalukontsentratsioonid, mis sisenevad ; x,y on nende koefitsiendid.

Teades toimuva reaktsiooni täpset skeemi, tasakaalu kontsentratsioon vähemalt ühest korrutisest ja algainest, samuti tasakaalukonstandi väärtusest, on võimalik selle ülesande tingimused üles kirjutada kahe tundmatuga võrrandisüsteemi kujul.

Vihje 2: kuidas määrata tasakaaluhinda ja tasakaalumahtu

Me kõik teame, mis on turg. Igaüks meist teeb oste iga päev. Alaealistest - bussis pileti ostmine, suuremahulisteni - majade, korterite ostmine, maa rentimine. Olenemata turu struktuurist: kaup, aktsia - kõik selle sisemised mehhanismid on sisuliselt samad, kuid nõuavad siiski erilist tähelepanu, kuna inimene ei saa ilma turusuheteta hakkama.

Juhend

Tasakaalu leidmiseks hind ja tasakaalu ruumala, tuleb määrata mitmeid tegureid. Näiteks nõudluse ja pakkumise suurus. Need turumehhanismid mõjutavad lihtsalt tasakaalu. Samuti on olemas erinevad turustruktuurid: monopol, oligopol ja konkurents. Monopoolsetel ja oligopoolsetel turgudel arvutage tasakaal hind ja maht ei järgne. Põhimõtteliselt puudub tasakaal. Monopoolne ettevõte seab end paika hind ja tootmismaht. Oligopoli korral ühinevad mitmed ettevõtted kartelliks samamoodi, nagu monopolistid neid tegureid kontrollivad. Kuid konkurentsis toimub kõik “nähtamatu käe” reegli järgi (pakkumise ja nõudluse kaudu).

Nõudlus on tarbija vajadus toote või teenuse järele. See on pöördvõrdeline hinnaga ja seetõttu on nõudluskõver graafikul negatiivse kaldega. Teisisõnu, ostja soovib alati osta rohkem tooteid madalama hinnaga.

Kaupade ja teenuste kogus, mida müüjad on valmis turule tooma, on pakkumine. Erinevalt nõudlusest on see otseselt proportsionaalne hinnaga ja sellel on graafikul positiivne kalle. Teisisõnu kipuvad müüjad müüma rohkem kaupu kõrgema hinnaga.

See on pakkumise ja nõudluse ristumispunkt diagrammil, mida tõlgendatakse tasakaaluna. Nii nõudlust kui ka pakkumist ülesannetes kirjeldavad funktsioonid, milles on kaks muutujat. Üks neist on hind, teine ​​toodangu maht. Näiteks: P=16+9Q (P - hind, Q - maht). Tasakaalu leidmiseks hind kaks funktsiooni tuleks samastada – pakkumine ja nõudlus. Olles leidnud tasakaalu hind, peate selle mis tahes valemis asendama ja arvutama Q, st tasakaalumahu. See põhimõte töötab ka vastupidises suunas: kõigepealt arvutatakse maht, seejärel hind.

Näide: On vaja kindlaks määrata tasakaal hind ja tasakaalumaht, kui on teada, et nõudluse ja pakkumise väärtust kirjeldavad funktsioonid: vastavalt 3P=10+2Q ja P=8Q-1.
Otsus:
1) 10+2Q=8Q-1
2) 2Q-8Q = -1-10
3) -6Q = -9
4) Q = 1,5 (see on tasakaaluruumala)
5) 3P=10+2*1,5
6) 3P=13
7) P=4,333
Valmis.

Reaktsioonide käigus muutuvad mõned ained teisteks, muutes samal ajal nende koostist. Seega "originaal kontsentratsioon"- see kontsentratsioon ained enne keemilise reaktsiooni algust, st nende muundumist teisteks aineteks. Loomulikult kaasneb sellise transformatsiooniga nende arvu vähenemine. Vastavalt sellele vähenevad kontsentratsioon algsed ained kuni nullväärtuseni - kui reaktsioon kulges pöördumatult lõpuni ja komponente võeti samaväärsetes kogustes.

Juhend

Oletame, et teile antakse järgmine ülesanne. Edasi läks teatud, mille käigus A ja B-ks võetud esialgsed muutusid produktideks, näiteks tinglikult C ja D. See tähendab, et reaktsioon kulges järgmise skeemi järgi: A + B \u003d C + G. Aine B kontsentratsioonidel 0,05 mol / l ja ainete G - 0,02 mol / l on saavutatud teatav keemiline tasakaal. Vajalik

Glaava 6

Keemiline kineetika. keemiline tasakaal.

6.1.Keemilinekineetika.

Keemiline kineetika- keemia haru, mis uurib kiirusi ja mehhanisme keemilised protsessid, samuti nende sõltuvust erinevatest teguritest.

Keemiliste reaktsioonide kineetika uurimine võimaldab nii määrata keemiliste protsesside mehhanisme kui ka juhtida keemilisi protsesse nende praktilisel rakendamisel.

Iga keemiline protsess on reagentide muundamine reaktsioonisaadusteks:

reagendid → siirdeolek → reaktsiooniproduktid.

Reaktiivid (lähteained) - ained, mis sisenevad keemilise interaktsiooni protsessi.

reaktsiooni saadused- keemilise muundamise lõpus tekkinud ained. Pööratavates protsessides on edasisuunalise reaktsiooni produktid pöördreaktsiooni reagendid.

pöördumatud reaktsioonid- reaktsioonid, mis kulgevad antud tingimustes peaaegu ühes suunas (tähistatakse märgiga →).

Näiteks:

CaCO 3 → CaO + CO 2

Pöörduvad reaktsioonid- üheaegselt kahes vastassuunas kulgevad reaktsioonid (tähistatakse märgiga).

ülemineku olek (aktiveeritud kompleks) - see on keemilise süsteemi olek, mis on lähteainete (reaktiivide) ja reaktsioonisaaduste vahepealne. Selles olekus vanad keemilised sidemed katkevad ja tekivad uued keemilised sidemed. Lisaks muudetakse aktiveeritud kompleks reaktsiooniproduktideks.

Enamik keemilisi reaktsioone on keeruline ja koosneb mitmest etapist, nn elementaarsed reaktsioonid .

elementaarne reaktsioon- üks moodustumise või purunemise akt keemiline side. Määrab keemilise reaktsiooni moodustavate elementaarreaktsioonide kogum keemilise reaktsiooni mehhanism.

Keemilise reaktsiooni võrrand näitab tavaliselt süsteemi algolekut (algained) ja lõppolekut (reaktsiooniproduktid). Samal ajal võib keemilise reaktsiooni tegelik mehhanism olla üsna keeruline ja hõlmata mitmeid elementaarseid reaktsioone. Keerulised keemilised reaktsioonid on pööratav, paralleelne, jada ja muud mitmeastmelised reaktsioonid (ahelreaktsioonid , seotud reaktsioonid jne.).

Kui keemilise reaktsiooni erinevate etappide kiirused erinevad oluliselt, siis kompleksreaktsiooni kui terviku kiiruse määrab selle aeglaseima etapi kiirus. Seda etappi (elementaarne reaktsioon) nimetatakse piirav etapp.

Sõltuvalt reageerivate ainete faasiolekust eristatakse kahte tüüpi keemilisi reaktsioone: homogeenne ja heterogeenne.

faasis süsteemi osa, mis erineb oma füüsiliste ja keemilised omadused süsteemi teistest osadest ja eraldatud neist liidesega. Ühefaasilisi süsteeme nimetatakse homogeensed süsteemid, mitmest etapist - heterogeenne. Homogeense süsteemi näide võib olla õhk, mis on samas gaasifaasis olevate ainete (lämmastik, hapnik jne) segu. Kriidi (tahke) suspensioon vees (vedel) on näide heterogeensest kahefaasilisest süsteemist.

Vastavalt sellele nimetatakse reaktsioone, milles interakteeruvad ained on samas faasis homogeensed reaktsioonid. Ainete interaktsioon sellistes reaktsioonides toimub kogu reaktsiooniruumi mahus.

Heterogeensed reaktsioonid hõlmavad reaktsioone, mis toimuvad faasipiiril. Heterogeense reaktsiooni näide on tsingi (tahke faas) reaktsioon vesinikkloriidhappe lahusega (vedel faas). Heterogeenses süsteemis toimub reaktsioon alati kahe faasi vahelisel piiril, kuna ainult siin saavad erinevates faasides olevad reageerivad ained omavahel kokku põrkuda.

Tavaliselt eristatakse keemilisi reaktsioone nende järgi molekulaarsus, need. vastavalt igas elementaarses interaktsiooniaktis osalevate molekulide arvule . Selle põhjal eristatakse reaktsioone monomolekulaarsed, bimolekulaarsed ja trimolekulaarsed.

Monomolekulaarne nimetatakse reaktsioonideks, milles elementaaraktiks on ühe molekuli keemiline muundumine , Näiteks:

Bimolekulaarne kaalus reaktsioonid, milles kahe molekuli põrkumisel toimub elementaarakt, näiteks:

AT trimolekulaarne reaktsioonide korral viiakse elementaarne toiming läbi kolme molekuli samaaegse kokkupõrkega, näiteks:

Rohkem kui kolme molekuli samaaegne kokkupõrge on peaaegu ebatõenäoline, mistõttu suurema molekulaarsusega reaktsioone praktikas ei esine.

Keemiliste reaktsioonide kiirus võib oluliselt erineda. Keemilised reaktsioonid võivad kulgeda äärmiselt aeglaselt, tervete geoloogiliste perioodide jooksul, näiteks ilmastikumõjud. kivid, mis on alumosilikaatide muundamine:

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.

ortoklaas - päevakivi kaaliumkvarts. liiva kaoliniit (savi)

Mõned reaktsioonid kulgevad peaaegu koheselt, näiteks musta pulbri plahvatus, mis on söe, väävli ja nitraadi segu:

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

Keemilise reaktsiooni kiirus on selle toimumise intensiivsuse kvantitatiivne mõõt.

Üldiselt keemilise reaktsiooni kiirusel mõista reaktsiooniruumi ühikus ajaühikus toimuvate elementaarreaktsioonide arvu.

Kuna homogeensete protsesside korral on reaktsiooniruumiks reaktsioonianuma maht, siis

homogeensete reaktsioonide jaoks koos Keemilise reaktsiooni kiiruse määrab ajaühikus reageerinud aine kogus mahuühiku kohta.

Arvestades, et mingis mahus sisalduva aine kogus iseloomustab aine kontsentratsiooni, siis

Reaktsioonikiirus on väärtus, mis näitab ühe aine molaarse kontsentratsiooni muutust ajaühikus.

Kui konstantse mahu ja temperatuuri juures ühe reagendi kontsentratsioon väheneb alates koos 1 kuni koos 2 teatud aja jooksul alates t 1 kuni t 2 , siis vastavalt definitsioonile on reaktsioonikiirus antud ajavahemikul (keskmine reaktsioonikiirus) võrdne:

Tavaliselt homogeensete reaktsioonide puhul kiiruse mõõde V[mol/l s].

Kuna heterogeensete reaktsioonide korral on reaktsiooniruum pinnale , millel reaktsioon toimub, siis heterogeensete keemiliste reaktsioonide puhul viitab reaktsiooni kiirus pinnaühiku pindalale, millel reaktsioon toimub. Seega on heterogeense reaktsiooni keskmine kiirus järgmine:

kus S on pindala, millel reaktsioon toimub.

Heterogeensete reaktsioonide kiiruse mõõde on [mol/l s m 2 ].

Keemilise reaktsiooni kiirus sõltub mitmest tegurist:

reagentide olemus;

reagentide kontsentratsioonid;

rõhk (gaasisüsteemide jaoks);

süsteemi temperatuur;

pindala (heterogeensete süsteemide jaoks);

katalüsaatori olemasolu süsteemis ja muud tegurid.

Kuna iga keemiline interaktsioon on osakeste kokkupõrgete tagajärg, põhjustab kontsentratsiooni (osakeste arvu teatud mahus) suurenemine sagedasemaid kokkupõrkeid ja selle tulemusena reaktsioonikiiruse suurenemist. Keemiliste reaktsioonide kiiruse sõltuvust reagentide molaarsetest kontsentratsioonidest kirjeldab keemilise kineetika põhiseadus - tegutsevate masside seadus , mille sõnastas 1865. aastal N. N. Beketov ning 1867. aastal K. M. Guldberg ja P. Waage.

Toimivate masside seadus loeb: elementaarse keemilise reaktsiooni kiirus konstantsel temperatuuril on otseselt võrdeline reagentide molaarsete kontsentratsioonide korrutisega võimsustes, mis on võrdsed nende stöhhiomeetriliste koefitsientidega.

Nimetatakse võrrandit, mis väljendab reaktsioonikiiruse sõltuvust iga aine kontsentratsioonist reaktsiooni kineetiline võrrand .

Tuleb märkida, et massimõju seadus on täielikult rakendatav ainult kõige lihtsamate homogeensete reaktsioonide puhul. Kui reaktsioon kulgeb mitmes etapis, kehtib seadus iga etapi kohta ja keerulise keemilise protsessi kiiruse määrab kõige aeglasema reaktsiooni kiirus, mis on piirav etapp kogu protsessi.

Üldjuhul, kui elementaarne reaktsioon siseneb samaaegselt t aine molekulid AGA ja n aine molekulid AT:

mAGA + nAT = Koos,

siis reaktsioonikiiruse võrrand (kineetiline võrrand) tundub, et:

kus k on proportsionaalsuse koefitsient, mida nimetatakse kiiruskonstant keemiline reaktsioon; [ AGA AGA; [B] on aine molaarne kontsentratsioon B; m ja n on reaktsioonivõrrandis stöhhiomeetrilised koefitsiendid.

Aru saama reaktsioonikiiruse konstandi füüsikaline tähendus , tuleb võtta ülaltoodud reagentide kontsentratsiooni võrrandites [ AGA] = 1 mol/l ja [ AT] = 1 mol/l (või võrdsusta nende korrutis ühikuga) ja seejärel:

Seetõttu on selge, et reaktsioonikiiruse konstant k on arvuliselt võrdne reaktsioonikiirusega, mille korral reagentide kontsentratsioonid (või nende korrutis kineetilistes võrrandites) on võrdne ühikuga.

Reaktsioonikiiruse konstant k sõltub reagentide olemusest ja temperatuurist, kuid ei sõltu reagentide kontsentratsiooni väärtusest.

Heterogeensete reaktsioonide puhul ei sisaldu keemilise reaktsiooni kiiruse avaldises tahke faasi kontsentratsioon.

Näiteks metaani sünteesi reaktsioonis:

Kui reaktsioon kulgeb gaasifaasis, mõjutab rõhu muutus süsteemis oluliselt selle kiirust, kuna rõhu muutus gaasifaasis toob kaasa proportsionaalse kontsentratsiooni muutuse. Seega põhjustab rõhu tõus proportsionaalselt kontsentratsiooni suurenemist ja rõhu langus vastavalt vähendab gaasilise reagendi kontsentratsiooni.

Rõhu muutus praktiliselt ei mõjuta vedeliku kontsentratsiooni ja tahked ained(aine kondenseerunud olek) ja ei mõjuta vedelas või tahkes faasis toimuvate reaktsioonide kiirust.

Keemilised reaktsioonid toimuvad reageerivate ainete osakeste kokkupõrke tõttu. Kuid mitte iga reageeriva aine osakeste kokkupõrge ei ole seda tõhus , st. viib reaktsiooniproduktide moodustumiseni. Ainult suurema energiaga osakesed aktiivsed osakesed võimeline läbi viima keemilist reaktsiooni. Temperatuuri tõusuga suureneb osakeste kineetiline energia ja suureneb aktiivsete osakeste arv, mistõttu keemiliste protsesside kiirus suureneb.

Määratakse reaktsiooni kiiruse sõltuvus temperatuurist van't Hoffi reegel : iga 10 0 C temperatuuritõusu korral suureneb keemilise reaktsiooni kiirus kaks kuni neli korda.

V 1 on reaktsioonikiirus süsteemi algtemperatuuril t 1 , V 2 on reaktsioonikiirus süsteemi lõpptemperatuuril t 2 ,

γ on reaktsiooni temperatuuritegur (van't Hoffi koefitsient), mis on võrdne 2÷4.

Temperatuurikoefitsiendi γ väärtuse teadmine võimaldab arvutada reaktsioonikiiruse muutuse temperatuuri tõustes alates T 1 kuni T 2. Sel juhul võite kasutada valemit:

Ilmselt suureneb temperatuuri plahvatuslikult tõustes reaktsioonikiirus eksponentsiaalselt. Mida suurem on temperatuuri mõju reaktsiooni kiirusele, seda suurem on reaktsiooni temperatuurikoefitsiendi g väärtus.

Tuleb märkida, et van't Hoffi reegel on ligikaudne ja seda saab kasutada ainult väikeste temperatuurimuutuste mõju ligikaudseks hindamiseks reaktsioonikiirusele.

Reaktsioonide kulgemiseks vajaliku energia võivad saada erinevad mõjud (soojus, valgus, elektrivool, laserkiirgus, plasma, radioaktiivne kiirgus, kõrgsurve jne.).

Reaktsioone saab liigitada termiline, fotokeemiline, elektrokeemiline, kiirguskeemiline jne. Kõigi nende mõjude korral suureneb aktiivsete molekulide osakaal, mille energia on võrdne või suurem kui selle interaktsiooni jaoks vajalik minimaalne energia E min.

Aktiivsete molekulide põrkumisel tekib nn aktiveeritud kompleks , mille sees toimub aatomite ümberjaotumine.

Energiat, mis kulub reageerivate ainete molekulide keskmise energia suurendamiseks aktiveeritud kompleksi energiaks, nimetatakse aktivatsioonienergiaks Ea.

Aktiveerimisenergiat võib käsitleda kui lisaenergiat, mida reaktiivmolekulid peavad omandama, et ületada teatud energiabarjäär . Seega E a ra reageerivate osakeste keskmise energia erinevuse kohta E ref ja aktiveeritud kompleksi energia E min. Aktiveerimisenergia määrab reagentide olemus. Tähendus E a jääb vahemikku 0 kuni 400 kJ. Kui väärtus E aületab 150 kJ, siis sellised reaktsioonid standardilähedasel temperatuuril praktiliselt ei toimu.

Süsteemi energia muutumist reaktsiooni käigus saab graafiliselt kujutada järgmise energiadiagrammi abil (joonis 6.1).

Riis. 6.1. Eksotermilise reaktsiooni energiadiagramm:

E ref on lähteainete keskmine energia; E prod on reaktsioonisaaduste keskmine energia; E min on aktiveeritud kompleksi energia; E akt - aktiveerimisenergia; ΔH p - keemilise reaktsiooni termiline efekt

Energiadiagrammist on näha, et reaktsioonisaaduste energiaväärtuste ja lähteainete energia erinevus on reaktsiooni termiline efekt.

E prod. – E ref. \u003d ΔH p.

Vastavalt Arrheniuse võrrand, seda suurem on aktiveerimisenergia väärtus E seda suurem on keemilise reaktsiooni kiiruskonstant k oleneb temperatuurist:

E- aktiveerimisenergia (J/mol),

R on universaalne gaasikonstant,

T on temperatuur K,

AGA- Arrheniuse konstant,

e\u003d 2,718 - naturaallogaritmide alus.

Katalüsaatorid- Need on ained, mis suurendavad keemilise reaktsiooni kiirust. Need interakteeruvad reagentidega, moodustades vahepealse keemilise ühendi ja vabanevad reaktsiooni lõpus. Katalüsaatorite mõju keemilistele reaktsioonidele nimetatakse katalüüs.

Näiteks alumiiniumipulbri ja kristallilise joodi segu toatemperatuuril ei näita märgatavaid koostoime märke, kuid ägeda reaktsiooni tekitamiseks piisab tilgast vett:

Eristama homogeenne katalüüs (katalüsaator moodustab reagentidega homogeense süsteemi, näiteks gaasisegu) ja heterogeenne katalüüs (katalüsaator ja reagendid on erinevates faasides ja katalüütiline protsess toimub liideses).

Kõige laialdasemalt kasutatava homogeense katalüüsi mehhanismi selgitamiseks vahepealne teooria (pakkunud prantsuse teadlane Sabatier ja välja töötatud vene teadlase N. D. Zelinsky töödes). Selle teooria kohaselt on aeglane protsess, näiteks reaktsioon:

katalüsaatori juuresolekul kulgeb see kiiresti, kuid kahes etapis. Protsessi esimeses etapis moodustub ühe reagendi vaheühend katalüsaatoriga Kass.

Esimene aste:

A + kat = A.∙. kass.

Saadud ühend moodustab teises etapis aktiveeritud kompleksi teise reagendiga [ A.∙.kat.∙.B], millest saab lõpptoode AB katalüsaatori regenereerimisega kat.

Teine etapp:

A.∙.kat + B = = AB + kat.

Katalüsaatori vahepealne interaktsioon reagentidega suunab protsessi edasi uus viis, mida iseloomustab madalam energiabarjäär. Seega katalüsaatorite toimemehhanism on seotud vaheühendite moodustumise tõttu reaktsiooni aktiveerimisenergia vähenemisega.

Näiteks aeglane reaktsioon:

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

Väävelhappe tootmise tööstuslikus dilämmastikmeetodis kasutatakse katalüsaatorina lämmastikoksiidi (II), mis kiirendab oluliselt reaktsiooni:

Heterogeenset katalüüsi kasutatakse laialdaselt nafta rafineerimisprotsessides. Katalüsaatorid on plaatina, nikkel, alumiiniumoksiid jne. Hüdrogeenimine taimeõli töötab nikkelkatalüsaatoril (nikkel kobediatomiitmullal) jne.

Heterogeense katalüüsi näiteks on SO 2 oksüdeerimine SO 3-ks V 2 O 5 katalüsaatoril väävelhappe tootmisel kontaktmeetodil.

Katalüsaatori aktiivsust suurendavaid aineid nimetatakse promootorid (või aktivaatorid). Sel juhul ei pruugi promootoritel endil katalüütilisi omadusi olla.

Katalüütilised mürgid - võõrlisandid reaktsioonisegus, mis põhjustavad osalist või täielik kaotus katalüsaatori aktiivsus. Seega põhjustavad fosfori ja arseeni jäljed V 2 O 5 katalüsaatori aktiivsuse kiiret kaotust SO 2 oksüdeerimisel SO 3 -ks.

Paljud olulisemad keemiatööstused, nagu väävelhappe, ammoniaagi, lämmastikhappe, sünteetilise kautšuki, mitmete polümeeride jne tootmine, toimub katalüsaatorite juuresolekul.

Biokeemilised reaktsioonid taime- ja loomaorganismides kiirenevad biokeemilised katalüsaatorid – ensüümid.

Terav soovimatute keemiliste protsesside kulgu on võimalik aeglustada, lisades reaktsioonikeskkonda spetsiaalseid aineid - inhibiitorid. Näiteks metallide korrosioonikahjustuse soovimatute protsesside pidurdamiseks kasutatakse laialdaselt erinevaid meetodeid. metallide korrosiooni inhibiitorid .

6.1.1. Küsimused teooriateadmiste enesekontrolliks

teemal "Keemiline kineetika"

1. Mida uurib keemiline kineetika?

2. Mida mõistetakse tavaliselt mõiste "reaktiivid" all?

3. Mida mõistetakse tavaliselt mõiste "reaktsiooniproduktid" all?

4. Kuidas näidatakse keemilistes reaktsioonides pöörduvaid protsesse?

5. Mida mõistetakse tavaliselt termini "aktiveeritud kompleks" all?

6. Mis on elementaarne reaktsioon?

7. Milliseid reaktsioone peetakse keerukateks?

8. Millist reaktsioonide etappi nimetatakse piiravaks etapiks?

9. Defineerige mõiste "faas"?

10. Milliseid süsteeme peetakse homogeenseteks?

11. Milliseid süsteeme peetakse heterogeenseteks?

12. Too näiteid homogeensete süsteemide kohta.

13. Too näiteid heterogeensetest süsteemidest.

14. Mida peetakse reaktsiooni "molekulaarsuseks"?

15. Mida tähendab mõiste "keemilise reaktsiooni kiirus"?

16. Too näiteid kiirete ja aeglaste reaktsioonide kohta.

17. Mida tähendab mõiste "homogeense keemilise reaktsiooni kiirus"?

18. Mida tähendab mõiste "heterogeense keemilise reaktsiooni kiirus"?

19. Millised tegurid määravad keemilise reaktsiooni kiiruse?

20. Sõnasta keemilise kineetika põhiseadus.

21. Mis on keemiliste reaktsioonide kiiruskonstant?

22. Millistest teguritest sõltub keemiliste reaktsioonide kiiruskonstant?

23. Milliste ainete kontsentratsioon ei sisaldu keemiliste reaktsioonide kineetilises võrrandis?

24. Kuidas sõltub keemilise reaktsiooni kiirus rõhust?

25. Kuidas sõltub keemilise reaktsiooni kiirus temperatuurist?

26. Kuidas on sõnastatud Van't Hoffi reegel?

27. Mis on "keemilise reaktsiooni temperatuuritegur"?

28. Defineeri mõiste "aktiveerimisenergia".

29. Esitage mõiste "keemilise reaktsiooni katalüsaator" definitsioon?

30. Mis on homogeenne katalüüs?

31. Mis on heterogeenne katalüüs?

32. Kuidas selgitatakse katalüsaatori toimemehhanismi homogeenses katalüüsis?

33. Tooge näiteid katalüütilistest reaktsioonidest.

34. Mis on ensüümid?

35. Mis on promootorid?

6.1.2. Näited tüüpiliste probleemide lahendamisest

teemal "Keemiline kineetika"

Näide 1. Reaktsiooni kiirus sõltub reagentide kokkupuutepinnast:

1) väävelhape baariumkloriidi lahusega,

2) vesiniku põletamine klooris,

3) väävelhape kaaliumhüdroksiidi lahusega,

4) raua põlemine hapnikus.

Heterogeensete reaktsioonide kiirus sõltub reageerivate ainete kokkupuutepinnast. Ülaltoodud reaktsioonide hulgas on heterogeenne reaktsioon, s.o. mida iseloomustab erinevate faaside olemasolu, on raua (tahkefaas) põlemisreaktsioon hapnikus (gaasfaas).

Vastus. 3.

Näide 2 Kuidas reaktsioonikiirus muutub?

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

kui lähteainete kontsentratsioon kahekordistub?

Kirjutame reaktsiooni kineetilise võrrandi, mis määrab reaktsiooni kiiruse sõltuvuse reagentide kontsentratsioonist:

V 1 = k [H 2 ] 2 [О 2 ].

Kui algainete kontsentratsioone suurendatakse 2 korda, saab kineetiline võrrand järgmise kuju:

V 2 = k (2 [H 2 ]) 2 2 [О 2 ] = 8 k [H 2 ] 2 [О 2 ], s.o.

Lähteainete kontsentratsiooni kahekordse suurenemisega suurenes selle reaktsiooni kiirus 8 korda.

Vastus. kaheksa.

Näide 3 Kuidas muutub reaktsiooni kiirus, kui kogurõhku süsteemis CH 4 (G) + 2O 2 (G) \u003d CO 2 (G) + 2H 2 O (G) vähendatakse 5 korda?

Vastavalt reaktsiooni kineetilisele võrrandile määratakse selle reaktsiooni kiirus:

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

Kui rõhku vähendada viiekordselt, väheneb ka iga gaasilise aine kontsentratsioon viis korda. Reaktsiooni kineetiline võrrand nendes tingimustes on järgmine:

saab määrata, et reaktsioonikiirus vähenes 125 korda.

Vastus. 125.

Näide 4 Kuidas muutub reaktsiooni kiirus, mida iseloomustab reaktsiooni temperatuurikoefitsient 3, kui temperatuur süsteemis tõuseb 20 °C-lt 60 °C-le?

Otsus. Van't Hoffi reegli järgi

Temperatuuri tõusuga 40 0 ​​C võrra suurenes selle reaktsiooni kiirus 81 korda

Vastus. 81.

6.1.3. Küsimused ja harjutused enese ettevalmistamiseks

Keemiliste reaktsioonide kiirus

1. Olenevalt füüsiline seisund Reagendid keemilised reaktsioonid jagunevad:

1) eksotermiline ja endotermiline,

2) pöörduv ja pöördumatu,

3) katalüütiline ja mittekatalüütiline,

4) homogeenne ja heterogeenne.

2. Märkige tingimuslike arvude arv või summa, mille all on antud homogeensed reaktsioonid:

3. Märkige tingimuslike arvude arv või summa, mille all on antud avaldised, mida saab kasutada homogeense reaktsiooni kiiruse arvutamiseks:

4. Homogeense reaktsiooni kiiruse mõõtühik võib olla:

1) mol/l s,

3) mol/l ,

4) l/mol s.

5. Märkige tingimuslike arvude arv või summa, mille all on antud õiglased avaldised. Homogeense reaktsiooni käigus

AGA + 2B® 2 C + D:

1) kontsentratsioon AGA ja AT vähenevad

2) keskendumine Koos suureneb kiiremini kui kontsentratsioon D,

4) keskendumine AT väheneb kiiremini kui kontsentratsioon AGA,

8) reaktsioonikiirus jääb konstantseks.

6. Milline arv näitab joont, mis kajastab õigesti reaktsioonis tekkiva aine kontsentratsiooni muutumist ajas:

7. Lähteaine kontsentratsiooni ajaline muutus reaktsioonis, mis kulgeb lõpuni, õige kõver kirjeldab:

9. Märkige tinglike arvude arv või summa, mille all on antud reaktsioonid, mille kiirus ei sõltu mis aine pealt seda arvutatakse?

10. Märkige tingimuslike arvude arv või summa, mille all on antud reaktsioonikiirust mõjutavad tegurid:

1) reagentide olemus,

2) reagentide kontsentratsioon,

4) reaktsioonisüsteemi temperatuur,

8) katalüsaatori olemasolu reaktsioonisüsteemis.

11. Keemilise kineetika põhiseadus määrab reaktsiooni kiiruse sõltuvuse:

1) reagentide temperatuurid,

2) reagentide kontsentratsioonid,

3) reaktiivide olemus;

4) reaktsiooniaeg.

12. Märkige tingimuslike arvude arv või summa, mille all on antud õiged väited. Keemiline kineetika:

1) füüsika osa,

2) uurib keemilise reaktsiooni kiirust,

4) kasutab massitegevuse seadust,

8) uurib reaktsioonide kiiruse sõltuvust nende toimumise tingimustest.

13. Ya.Kh. Van't Hoff:

1) esimene Nobeli keemiaauhinna laureaat,

2) uuris reaktsioonikiiruse sõltuvust temperatuurist,

4) uuris reaktsioonikiiruse sõltuvust ainete kontsentratsioonist,

8) sõnastas massitegevuse seaduse.

14. Samadel tingimustel kulgeb reaktsioon kiiremini:

1) Ca + H2O®

3) Mg + H2O®

4) Zn + H2O®

15. Vesiniku eraldumise kiirus on suurim reaktsioonis:

1) Zn + HCl (5% lahus) ®

2) Zn + HCl (10% lahus) ®

3) Zn + HCl (15% lahus) ®

4) Zn + HCl (30% lahus) ®

16. Reagendi kontsentratsioon ei mõjuta reaktsiooni kiirusel, kui see reaktsioonis olev aine võetakse sisse:

1) tahkis,

2) gaasiline olek,

3) lahustunud olek.

17. Arvutage reaktsiooni keskmine kiirus A + B = C (mol / l × s), kui on teada, et algkontsentratsioon A oli 0,8 mol / l ja 10 sekundi pärast oli see 0,6 mol / l.

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

18. Mitu mol / l vähendas ainete A ja B kontsentratsioone reaktsioonis A + 2B® 3 C kui on teada, et sama aja jooksul kontsentratsioon Koos suurenenud 4,5 mol/l?

D Koos A D Koos B

19. Arvutage reaktsiooni 2CO + O 2 ® 2CO 2 keskmine kiirus (mol / l × s), kui on teada, et CO algkontsentratsioon oli 0,60 mol / l ja 10 sekundi pärast muutus see 0,15 mol / l . Mitme mol/l võrra muutus selle aja jooksul CO 2 kontsentratsioon?

3) 0,045; 0,045,

20. Mitme kraadi võrra tuleks süsteemi soojendada, et selles toimuva reaktsiooni kiirus suureneks 2–4 korda?

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

21. Reaktsioonikiirus 20 °C juures on 0,2 mol/l × s. Määrake reaktsioonikiirus temperatuuril 60 °C (mol/l × s), kui reaktsioonikiiruse temperatuurikoefitsient on 3.

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

22. Reaktsioonikiiruse empiiriline sõltuvus temperatuurist õige peegeldab võrrandit:

23. Reaktsioonikiirus 20 °C juures on 0,08 mol/l × s. Arvutage reaktsiooni kiirus temperatuuril 0 °C (mol/l × s), kui reaktsioonikiiruse temperatuurikoefitsient on 2.

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

24. Mitu korda suureneb reaktsiooni kiirus temperatuuri tõustes 40 °C, kui reaktsioonikiiruse temperatuuritegur on 3?

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

25. Mitme kraadi võrra tuleks temperatuuri tõsta, et reaktsioonikiirus suureneks 64 korda, kui reaktsioonikiiruse temperatuuritegur on 4?

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

26. Arvutage reaktsioonikiiruse temperatuurikoefitsient, kui on teada, et kui temperatuur tõuseb 50 °C võrra, suureneb reaktsioonikiirus 32 korda.

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

27. Temperatuuri tõusuga reaktsioonikiiruse suurenemise põhjuseks on:

1) molekulide liikumiskiirus,

2) molekulide kokkupõrgete arv,

3) aktiivsete molekulide proportsioonid,

4) reaktsioonisaaduste molekulide stabiilsus.

28. Märkige tinglike arvude arv või summa, mille all on antud reaktsioonid, mille katalüsaatoriks on MnO 2:

1) 2KClO 3 ® 2KCl + 3O 2,

2) 2Al + 3I 2 ® 2AlI 3,

4) 2H2O2® 2H2O + O2,

8) 2SO 2 + O 2 ® 2SO 3.

29. Märkige tingimuslike arvude arv või hulk, mille all õiged vastused antakse. Tööstuses katalüütiliste reaktsioonide abil saate:

1) vesinikkloriidhape,

2) väävelhape,

4) ammoniaak,

8) lämmastikhape.

30. Märkige tingimuslike arvude arv või hulk, mille all on antud õiged vastused. Katalüsaator:

1) osaleb reaktsioonis,

2) kasutatakse ainult tahkes olekus,

4) ei tarbita reaktsiooni ajal,

8) sisaldab oma koostises tingimata metalliaatomit.

31. Märkige tingimuslike arvude arv või hulk, mille all on antud õiged vastused. Katalüsaatoritena kasutatakse järgmist:

32. Katalüsaatori aktiivsust vähendavaid aineid nimetatakse:

1) promootorid,

2) regeneraatorid,

3) inhibiitorid,

4) katalüütilised mürgid.

33. Katalüütiline ei ole reaktsioon:

1) (C6H10O5) n + n H2O® n C6H12O6,

tselluloos

2) 2SO 2 + O 2 ® 2SO 3,

3) 3H2 + N2® 2NH3,

4) NH3 + HCl® NH4Cl.

34. Millise arvu all on antud homogeense katalüüsi võrrand:

35. Katalüsaatori toimemehhanism kajastab väidet õigesti. Katalüsaator:

1) suurendades algosakeste kineetilist energiat, suurendab nende kokkupõrgete arvu,

2) moodustab lähteainetega vaheühendeid, mis muunduvad kergesti lõppaineteks,

3) ilma lähteainetega suhtlemata suunab reaktsiooni uut rada pidi,

4) algosakeste kineetilise energia vähendamine suurendab nende kokkupõrgete arvu.

36. Promootori roll katalüütilises reaktsioonis seisneb selles, et:

1) vähendab katalüsaatori aktiivsust,

2) suurendab katalüsaatori aktiivsust,

3) juhib reaktsiooni soovitud suunas,

4) kaitseb katalüsaatorit katalüütiliste mürkide eest.

37. Ensüümid:

1) bioloogilised katalüsaatorid,

2) on valgulise iseloomuga,

4) ei erine toimingu spetsiifilisuse poolest,

8) kiirendada biokeemilisi protsesse elusorganismides.

38. Reaktsioon on heterogeenne:

39. Märkige tingimuslike arvude arv või hulk, mille all õiged vastused antakse. Söe põlemiskiiruse suurendamiseks: C + O 2 ® CO 2 peate:

1) suurendada O 2 kontsentratsiooni,

2) suurendada kivisöe kontsentratsiooni,

4) jahvatada kivisütt,

8) tõsta süsihappegaasi kontsentratsiooni.

40. Kui reaktsioonisegusse võetakse reagent A: A t + X gaas ® tahkes olekus, siis mõjutab reaktsiooni kiirust:

1) kontsentratsioon A,

2) kontakti A pindala X-ga,

4) molaarmass A,

8) aine X kontsentratsioon.

41. Heterogeense reaktsiooni kiiruse mõõde on:

1) mol / l, 2) mol / cm 3 × s,

3) mol / l × s 4) mol / cm 2 × s.

42. Märkige tingimuslike arvude arv või hulk, mille all õiged vastused antakse. Keevkihi põhimõtet kasutatakse:

1) suurendada reaktiivide kontaktpinda,

2) püriitide süütamisel,

4) naftasaaduste katalüütilise krakkimise ajal;

8) katalüsaatori aktiivsuse taastamiseks.

43. vähim

1) Na + H2O® 2) Ca + H2O®

3) K + H2O® 4) Mg + H2O®

44. Graafik näitab vesinikjoodi lagunemise mittekatalüütiliste ja katalüütiliste reaktsioonide energiadiagramme. Aktiveerimisenergia muutus peegeldab energiasegmenti:

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

45. Suurim aktiveerimisenergia on skeemil kirjeldatud reaktsioon:

1) AgNO 3 + KCl ® AgCl + KNO 3,

2) BaCl 2 + K 2 SO 4 ® BaSO 4 + 2KCl,

3) 2Na + 2H2O® 2NaOH + 2H2,

6.2. keemiline tasakaal.

Lisaks praktiliselt pöördumatutele keemilistele reaktsioonidele:

СaCl 2 + 2AgNO 3 \u003d Ca (NO 3) 2 + 2AgCl ↓ ja teised.

Tuntakse mitmeid protsesse, kui keemiline muundumine ei jõua lõpuni, vaid tekib tasakaaluline segu kõigist osalejatest ja reaktsioonisaadustest, mis on stöhhiomeetrilise reaktsioonivõrrandi nii vasakul kui ka paremal pool. Nii et standardtingimustes on süsteem pöörduv:

Mõelge pöörduvate protsesside voo tunnustele süsteemi näitel, millel on üldiselt vorm:

Eeldusel, et otsesed → ja vastupidised ← reaktsioonid kulgevad ühes etapis, vastavalt massimõju seadusele, on kiiruste väärtused otsese ( V sirge) ja tagurpidi ( V arr) reaktsioone kirjeldatakse järgmiste kineetiliste võrranditega:

kus k otse ja k arr - vastavalt otse- ja pöördreaktsiooni kiiruskonstandid.

Algsel ajahetkel (vt joonis 6.2) on lähteainete [A] ja [B] kontsentratsioonid ning sellest tulenevalt ka otsereaktsiooni kiirus maksimaalne väärtus. Reaktsiooniproduktide [C] ja [D] kontsentratsioonid ning pöördreaktsiooni kiirus algmomendil on võrdne nulliga. Reaktsiooni käigus vähenevad reagentide kontsentratsioonid, mis toob kaasa edasisuunalise reaktsiooni kiiruse vähenemise. Reaktsiooniproduktide kontsentratsioonid ja sellest tulenevalt ka pöördreaktsiooni kiirus suurenevad. Lõpuks saabub punkt, kus edasi- ja tagasireaktsiooni kiirused muutuvad võrdseks.

Süsteemi olek, milles V otse = V arr helistas keemiline tasakaal. See tasakaal on dünaamiline , kuna süsteemis toimub kahepoolne reaktsioon - ettepoole ( A ja B- reaktiivid, C ja D– tooted) ja vastupidi ( A ja B– tooted, C ja D– reaktiivid) juhised.

V arr.

Reaktsiooniaeg

Riis. 6.2. Päri- ja tagurpidi reaktsioonide kiiruste sõltuvus

nende esinemise ajast.

Tasakaalus olevas pöörduvas süsteemis nimetatakse kõigi protsessis osalejate kontsentratsioone tasakaalukontsentratsioonid, kuna nii edasi- kui ka vastupidine reaktsioon kulgevad pidevalt ja sama kiirusega.

Keemilise tasakaalu kvantitatiivse karakteristiku saab tuletada, kasutades sobivat kineetilised võrrandid :

Kuna kindlal temperatuuril toimuvate reaktsioonide kiiruskonstandid on konstantsed, on ka suhe konstantne

helistas keemilise tasakaalu konstant. Võrdsustades otse- ja pöördreaktsiooni kineetiliste võrrandite õiged osad, saame:

kus K p on keemilise tasakaalu konstant, mida väljendatakse reaktsioonis osalejate tasakaalukontsentratsioonidena.

Keemiline tasakaalukonstant on reaktsioonisaaduste tasakaalukontsentratsioonide korrutise ja lähteainete tasakaalukontsentratsioonide korrutis nende stöhhiomeetriliste koefitsientide astmetes.

Näiteks pöörduva reaktsiooni jaoks

tasakaalukonstandi avaldised on kujul:

Kui keemilise muundamise protsessis osaleb kaks või enam faasi, peaks tasakaalukonstandi avaldis võtma arvesse ainult neid faase, milles toimuvad muutused reaktiivide kontsentratsioonides. Näiteks süsteemi tasakaalukonstandi avaldises

gaasiliste ainete moolide koguarv enne ja pärast reaktsiooni jääb muutumatuks ning rõhk süsteemis ei muutu. Tasakaal selles süsteemis ei muutu rõhuga.

Temperatuurimuutuse mõju keemilise tasakaalu nihkele.

Igas pöörduvas reaktsioonis vastab üks suundadest eksotermilisele protsessile ja teine ​​endotermilisele protsessile. Nii et ammoniaagi sünteesi reaktsioonis on pärireaktsioon eksotermiline ja pöördreaktsioon endotermiline.

1) H 2 , N 2 ja NH 3 kontsentratsioonid ei muutu ajas,

3) ajaühikus lagunevate NH 3 molekulide arv on võrdne poolega selle aja jooksul moodustunud H 2 ja N 2 molekulide koguarvust,

4) koguarv H 2 ja N 2 molekulide hulk, mis muundub NH 3 -ks ajaühikus, võrdub sama aja jooksul moodustunud NH 3 molekulide arvuga.

49. Märkige tingimuslike arvude arv või summa, mille all on antud õiged vastused. Keemiline tasakaal süsteemis: 2SO 2 + O 2 2SO 3 ∆Н ˂0 rikub:

1) rõhu vähendamine süsteemis,

2) küte,

4) hapniku kontsentratsiooni tõus.

50. Märkige tingimuslike arvude arv või summa, mille all on antud õiged vastused. Süsteemi N 2 + 3H 2 2NH 3 ∆Н ˂0 tasakaalu nihutamiseks vasakule on vaja:

1) sisestage süsteemi H 2,

2) eemaldage süsteemist NH3,

4) tõsta rõhku,

8) tõsta temperatuuri.

51. Reaktsiooni 2SO 2 + O 2 2SO 3 ∆Н ˂0 tasakaalu nihutamiseks paremale on vaja:

1) soojendage süsteemi,

2) sisestada süsteemi O 2,

4) sisestage süsteemi SO 3,

8) vähendage rõhku süsteemis.

52. Le Chatelier' reegel (põhimõte). ei klapi avaldus:

1) temperatuuri tõus nihutab tasakaalu endotermilise reaktsiooni suunas;

2) temperatuuri alandamine nihutab tasakaalu eksotermilise reaktsiooni suunas;

3) rõhu tõus nihutab tasakaalu reaktsiooni suunas, mis viib ruumala suurenemiseni;

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

2) k 1 H = k 2 2 ,

67. Tasakaalukonstandil ( Kp) mõjutab:

1) rõhk,

2) temperatuur,

3) keskendumine,

4) katalüsaator.

AT kaasaegne teadus eristada keemilisi ja tuumareaktsioone, mis toimuvad lähteainete koosmõjul ja mida tavaliselt nimetatakse reaktiivideks. Selle tulemusena muud keemilised ained mida nimetatakse toodeteks. Kõik interaktsioonid toimuvad teatud tingimustes (temperatuur, kiirgus, katalüsaatorite olemasolu jne). Keemiliste reaktsioonide reagentide aatomituumad ei muutu. Tuumamuutustel tekivad uued tuumad ja osakesed. Keemiliste reaktsioonide tüübid määravad kindlaks mitmed erinevad märgid.

Klassifikatsioon võib põhineda algsete ja saadud ainete arvul. Sel juhul jagunevad kõik keemilised reaktsioonid viide rühma:

1. Lagunemised (ühest ainest saadakse mitu uut), näiteks lagunemine kaaliumkloriidi ja hapnikuga kuumutamisel: KCLO3 → 2KCL + 3O2.
2. Ühendid (kaks või enam ühendit moodustavad ühe uue), veega interakteerudes muutub kaltsiumoksiid kaltsiumhüdroksiidiks: H2O + CaO → Ca(OH)2;
3. Asendused (produktide arv võrdub lähteainete arvuga, milles üks komponent on asendatud teisega), raud vasksulfaadis, asendades vase, moodustab raudsulfaadi: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu.
4. Topeltvahetus (kahe aine molekulid vahetavad neist lahkuvaid osi), metallid sisse ja vahetavad anioone, moodustades sadestatud hõbejodiidi ja kaadiumnitraadi: KI + AgNO3 → AgI↓ + KNO3.
5. Polümorfne muundumine (toimub aine üleminek ühest kristallilisest vormist teise), värvijodiid muutub kuumutamisel kollaseks elavhõbejodiidiks: HgI2 (punane) ↔ HgI2 (kollane).

Kui keemilisi muundumisi vaadeldakse elementide oksüdatsiooniastme muutuste põhjal reageerivates ainetes, võib keemiliste reaktsioonide tüübid jagada rühmadesse:

1. Oksüdatsiooniastme muutumisega - redoksreaktsioonid (ORD). Vaatleme näiteks raua vastasmõju vesinikkloriidhappega: Fe + HCL → FeCl2 + H2, mille tulemusena muutus raua (elektrone loovutava redutseerija) oksüdatsiooniaste 0-lt -2 ja vesiniku (oksüdeerija) oksüdatsiooniaste. aine, mis võtab vastu elektrone) vahemikus +1 kuni 0 .
2. Oksüdatsiooniaste ei muutu (st OVR puudub). Näiteks vesinikbromiidi happe-aluse interaktsiooni reaktsioonid naatriumhüdroksiidiga: HBr + NaOH → NaBr + H2O, selliste reaktsioonide tulemusena moodustuvad sool ja vesi ning oksüdatsiooniastmed. keemilised elemendid, mis sisaldub algsetes ainetes, ei muutu.

Kui arvestada voolukiirust edasi- ja tagasisuunas, võib kõik keemilised reaktsioonid jagada kahte rühma:

1. Pööratavad – need, mis voolavad korraga kahes suunas. Enamik reaktsioone on pöörduvad. Näiteks süsihappegaasi lahustumine vees ebastabiilse süsihappe moodustumisega, mis laguneb lähteaineteks: H2O + CO2 ↔ H2CO3.
2. Pöördumatu - voolab ainult edasisuunas, pärast ühe lähteaine täielikku tarbimist lõpetatakse need, misjärel on ainult liiast võetud tooted ja lähteaine. Tavaliselt on üks saadustest kas sadestunud lahustumatu aine või eraldunud gaas. Näiteks kui väävelhape ja baariumkloriid reageerivad: H2SO4 + BaCl2 + → BaSO4↓ + 2HCl, on lahustumatu

Orgaanilise keemia keemiliste reaktsioonide tüübid võib jagada nelja rühma:

1. Asendamine (üks aatom või aatomite rühmad asendatakse teistega), näiteks kloroetaani interaktsioonil naatriumhüdroksiidiga moodustuvad etanool ja naatriumkloriid: C2H5Cl + NaOH → C2H5OH + NaCl, see tähendab, et klooriaatom asendatakse vesinikuga. aatom.
2. Kinnitus (kaks molekuli reageerivad ja moodustavad ühe), näiteks broom liitub etüleeni molekulis kaksiksideme katkemise kohas: Br2 + CH2=CH2 → BrCH2—CH2Br.
3. Lõhustumine (molekul laguneb kaheks või enamaks molekuliks), näiteks etanool laguneb teatud tingimustel etüleeniks ja veeks: C2H5OH → CH2=CH2 + H2O.
4. Ümberkorraldamine (isomerisatsioon, kui üks molekul muutub teiseks, kuid selles olevate aatomite kvalitatiivne ja kvantitatiivne koostis ei muutu), näiteks 3-klororuteen-1 (C4H7CL) muutub 1 klorobuteen-2-ks (C4H7CL). Siin liikus klooriaatom süsivesiniku ahelas kolmandalt süsinikuaatomilt esimesele ning kaksikside ühendas esimese ja teise süsinikuaatomi ning hakkas seejärel ühendama teist ja kolmandat aatomit.

Tuntud on ka muud tüüpi keemilisi reaktsioone:

1. Vooludes neeldumisega (endotermiline) või soojuse vabanemisega (eksotermiline).
2. Vastavalt moodustunud reaktiivide või saaduste tüübile. Koostoime veega - hüdrolüüs, vesinikuga - hüdrogeenimine, hapnikuga - oksüdatsioon või põlemine. Vee eraldamine on dehüdratsioon, vesinik on dehüdrogeenimine ja nii edasi.
3. Vastavalt interaktsiooni tingimustele: katalüsaatorite juuresolekul (katalüütiline), madala või kõrge temperatuur, kui rõhk muutub, valguses ja nii edasi.
4. Vastavalt reaktsiooni mehhanismile: ioonsed, radikaalsed ahel- või ahelreaktsioonid.

MÄÄRATLUS

Keemiline reaktsioon nimetatakse ainete muundumiseks, mille käigus muutub nende koostis ja (või) struktuur.

Kõige sagedamini mõistetakse keemiliste reaktsioonide all algainete (reaktiivide) lõppaineteks (produktideks) muutmise protsessi.

Keemilised reaktsioonid kirjutatakse keemiliste võrrandite abil, mis sisaldavad lähteainete ja reaktsioonisaaduste valemeid. Seaduse järgi massiline konserveerimine, on iga elemendi aatomite arv keemilise võrrandi vasakul ja paremal küljel sama. Tavaliselt kirjutatakse võrrandi vasakule poolele lähteainete valemid ja paremale poolele saaduste valemid. Iga elemendi aatomite arvu võrdsus võrrandi vasakus ja paremas osas saavutatakse täisarvuliste stöhhiomeetriliste koefitsientide asetamisega ainete valemite ette.

Keemilised võrrandid võivad sisaldada lisateavet reaktsiooni tunnuste kohta: temperatuur, rõhk, kiirgus jne, mida tähistab vastav sümbol võrdusmärgi kohal (või “alla”).

Kõik keemilised reaktsioonid võib rühmitada mitmesse klassi, millel on teatud omadused.

Keemiliste reaktsioonide klassifikatsioon lähte- ja tekkivate ainete arvu ja koostise järgi

Selle klassifikatsiooni järgi jagunevad keemilised reaktsioonid kombinatsiooni-, lagunemis-, asendus-, vahetusreaktsioonideks.

Tulemusena liitreaktsioonid kahest või enamast (keerulisest või lihtsast) ainest moodustub üks uus aine. Üldiselt näeb sellise keemilise reaktsiooni võrrand välja järgmine:

Näiteks:

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

Kombinatsioonireaktsioonid on enamikul juhtudel eksotermilised, s.t. voolab koos soojuse vabanemisega. Kui reaktsioonis osalevad lihtained, siis on sellisteks reaktsioonideks enamasti redoksreaktsioon (ORD), s.o. tekivad koos elementide oksüdatsiooniastmete muutumisega. On võimatu ühemõtteliselt öelda, kas ühendi reaktsiooni kompleksainete vahel saab seostada OVR-iga.

Klassifitseeritakse reaktsioonid, mille käigus ühest kompleksainest moodustub mitu uut ainet (keeruline või lihtaine). lagunemisreaktsioonid. Üldiselt näeb keemilise lagunemisreaktsiooni võrrand välja järgmine:

Näiteks:

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)

Enamik lagunemisreaktsioone kulgeb kuumutamisel (1, 4, 5). Lagunemine elektrivoolu toimel on võimalik (2). Hapnikku sisaldavate hapete (1, 3, 4, 5, 7) kristalsete hüdraatide, hapete, aluste ja soolade lagunemine toimub elementide oksüdatsiooniastmeid muutmata, s.o. need reaktsioonid ei kehti OVR-i kohta. OVR-i lagunemisreaktsioonid hõlmavad oksiidide, hapete ja soolade lagunemist, mis on moodustunud elementides kõrgemad kraadid oksüdatsioon (6).

Lagunemisreaktsioone leidub ka orgaanilises keemias, kuid muude nimetuste all - krakkimine (8), dehüdrogeenimine (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)

Kell asendusreaktsioonid lihtaine interakteerub keerulisega, moodustades uue lihtaine ja uue kompleksaine. Üldiselt näeb keemilise asendusreaktsiooni võrrand välja järgmine:

Näiteks:

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

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H2 (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)

Asendusreaktsioonid on enamasti redoksreaktsioonid (1–4, 7). Näiteid lagunemisreaktsioonidest, mille käigus oksüdatsiooniaste ei muutu, on vähe (5, 6).

Vahetusreaktsioonid nimetatakse reaktsioonideks, mis toimuvad keeruliste ainete vahel, mille käigus nad vahetavad oma koostisosad. Tavaliselt kasutatakse seda terminit reaktsioonide kohta, mis hõlmavad ioone vesilahuses. Üldiselt näeb keemilise vahetuse reaktsiooni võrrand välja järgmine:

AB + CD = AD + CB

Näiteks:

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)

Vahetusreaktsioonid ei ole redoksreaktsioonid. Nende vahetusreaktsioonide erijuht on neutraliseerimisreaktsioonid (hapete ja leeliste vastasmõju reaktsioonid) (2). Vahetusreaktsioonid kulgevad suunas, kus vähemalt üks ainetest eemaldatakse reaktsioonisfäärist gaasilise aine (3), sademe (4, 5) või halvasti dissotsieeruva ühendi, kõige sagedamini vee (1, 2) kujul. ).

Keemiliste reaktsioonide klassifikatsioon oksüdatsiooniastmete muutuste järgi

Sõltuvalt reagendid ja reaktsioonisaadused moodustavate elementide oksüdatsiooniastmete muutumisest jagunevad kõik keemilised reaktsioonid redoks- (1, 2) ja oksüdatsiooniastet muutmata toimuvateks (3, 4).

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

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

C 4+ + 4e \u003d C 0 (oksüdeeriv aine)

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

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

N 5+ + 3e \u003d N 2+ (oksüdeeriv aine)

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

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

Keemiliste reaktsioonide klassifitseerimine termilise efekti järgi

Sõltuvalt sellest, kas reaktsiooni käigus eraldub või neeldub soojust (energiat), jagunevad kõik keemilised reaktsioonid tinglikult vastavalt ekso- (1, 2) ja endotermilisteks (3). Reaktsiooni käigus vabanenud või neeldunud soojuse (energia) hulka nimetatakse reaktsioonisoojuseks. Kui võrrand näitab eralduva või neeldunud soojuse hulka, siis nimetatakse selliseid võrrandeid termokeemilisteks.

N2 + 3H2 = 2NH3 +46,2 kJ (1)

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

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

Keemiliste reaktsioonide klassifikatsioon reaktsiooni suuna järgi

Reaktsiooni suuna järgi eristatakse pöörduvaid (keemilised protsessid, mille produktid on võimelised üksteisega reageerima samadel tingimustel, milles need saadakse, koos lähteainete moodustumisega) ja pöördumatud (keemilised protsessid, mille saadused ei suuda üksteisega reageerida lähteainete moodustumisega).

Pööratavate reaktsioonide korral kirjutatakse võrrand üldkujul tavaliselt järgmiselt:

A + B ↔ AB

Näiteks:

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

Pöördumatute reaktsioonide näideteks on järgmised reaktsioonid:

2KSlO 3 → 2KSl + ZO 2

C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O

Reaktsiooni pöördumatuse tõendid võivad olla gaasilise aine, sademe või vähedissotsieeruva ühendi, enamasti vee, reaktsioonisaadused.

Keemiliste reaktsioonide klassifitseerimine katalüsaatori olemasolu järgi

Sellest vaatenurgast eristatakse katalüütilisi ja mittekatalüütilisi reaktsioone.

Katalüsaator on aine, mis kiirendab keemilist reaktsiooni. Katalüsaatoritega seotud reaktsioone nimetatakse katalüütiliseks. Mõned reaktsioonid on üldiselt võimatud ilma katalüsaatorita:

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

Sageli toimib üks reaktsioonisaadustest katalüsaatorina, mis kiirendab seda reaktsiooni (autokatalüütilised reaktsioonid):

MeO + 2HF \u003d MeF 2 + H 2 O, kus Me on metall.

Näited probleemide lahendamisest

NÄIDE 1

Aktiivse kompleksi moodustamiseks on vaja ületada teatud energiabarjäär, kulutades energiat E A. See energia on aktiveerimisenergia – mingi liigne energia, võrreldes keskmise energiaga antud temperatuuril, mis molekulidel peab olema selleks, et nende kokkupõrked oleksid tõhusad.

Üldjuhul võib keemilise reaktsiooni A + B = C + D korral üleminek lähteainetelt A ja B reaktsiooniproduktideks C ja D läbi aktiivse kompleksi oleku A + B = A¼B = C + D olema skemaatiliselt kujutatud energiadiagrammide kujul (joonis 6.2 ).

Tavaliselt reaktsioonid ainete vahel tugevate kovalentsed sidemed neid iseloomustavad suured E A väärtused ja need kulgevad aeglaselt, näiteks:

E A madalad väärtused ja väga suured kiirused iseloomustatakse ioonseid interaktsioone elektrolüütide lahustes. Näiteks:

Ca + 2 + SO \u003d CaSO 4.

Seda seletatakse asjaoluga, et vastaslaenguga ioonid tõmbuvad üksteise poole ja vastastikku mõjutavate osakeste tõukejõudude ületamiseks pole vaja energiat.

Katalüsaatori mõju

Reaktsioonikiiruse muutumist spetsiaalsete ainete väikeste lisandite mõjul, mille kogus protsessi käigus ei muutu, nimetatakse katalüüsiks.

Aineid, mis muudavad keemilise reaktsiooni kiirust, nimetatakse katalüsaatoriteks.(ained, mis muudavad elusorganismide keemiliste protsesside kiirust – ensüümid). Katalüsaatorit reaktsioonides ei kulutata ja see ei sisaldu lõpptoodete koostises.

Katalüsaatori juuresolekul toimuvaid keemilisi reaktsioone nimetatakse katalüütilisteks. On positiivne katalüüs - katalüsaatori juuresolekul suureneb keemilise reaktsiooni kiirus - ja negatiivne katalüüs (inhibeerimine) - katalüsaatori (inhibiitori) juuresolekul keemilise reaktsiooni kiirus aeglustub.

1. Vääveldioksiidi oksüdeerimine plaatina katalüsaatori juuresolekul:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 - positiivne katalüüs.

2. Vesinikkloriidi moodustumise aeglustamine hapniku juuresolekul:

H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl - negatiivne katalüüs.

Eristama: a) homogeenne katalüüs - reagendid ja katalüsaator moodustavad ühefaasilise süsteemi; b) heterogeenne katalüüs - reagendid ja katalüsaator moodustavad erinevatest faasidest koosneva süsteemi.

Katalüsaatori toimemehhanism. Positiivsete katalüsaatorite toimemehhanism taandub reaktsiooni aktiveerimisenergia vähenemiseni. Sel juhul moodustub madalama energiatasemega aktiivne kompleks ja keemilise reaktsiooni kiirus suureneb oluliselt. Joonisel fig. 6.3 näitab katalüsaatori puudumisel (1) ja juuresolekul (2) toimuva keemilise reaktsiooni energiadiagrammi.

Kui aeglane reaktsioon A + B = AB viiakse läbi katalüsaatori K juuresolekul, siis astub katalüsaator keemilise interaktsiooni ühe lähtematerjaliga, moodustades ebastabiilse vaheühendi: A + K = AK.

Selle protsessi aktiveerimisenergia on madal. Vaheühend AA on reaktiivne, reageerib teise lähteainega, samal ajal kui katalüsaator vabaneb ja lahkub reaktsioonitsoonist:

Mõlema protsessi liitmisel saame kiire reaktsiooni võrrandi: A + B + (K) = AB + (K).

Näide. Vääveldioksiidi oksüdeerimine NO katalüsaatori osalusel: 2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3 - aeglane reaktsioon;

Katalüsaatori - NO - sisestamisega moodustub vaheühend: 2NO + O 2 \u003d 2NO 2.

Heterogeense katalüüsi korral on kiirendav toime seotud adsorptsiooniga. Adsorptsioon - gaaside, aurude, lahustunud ainete pinna neeldumise nähtus tahke keha. Katalüsaatori pind ei ole ühtlane. Sellel on nn aktiivsed keskused, millel toimub reageerivate ainete adsorptsioon, mis suurendab nende kontsentratsiooni.

On ka aineid, mis suurendavad katalüsaatori toimet, kuigi nad ise pole katalüsaatorid. Neid aineid nimetatakse promootoriteks.

KEEMILINE TASAKAAL