U tom trenutku je uspostavljena ravnoteža, odnosno brzina prednje reakcije (A + 2B = B) postala je jednaka brzini obrnute reakcije (B = A + 2B). Poznato je da je ravnotežna koncentracija tvari A 0,12 mol/litri, elementa B 0,24 mol/litri, a tvari C 0,432 mol/litri. Potrebno je odrediti početne koncentracije A i B.

Proučite dijagram kemijske interakcije. Iz toga slijedi da je jedan mol (elementa B) nastao iz jednog mola tvari A i dva mola tvari B. Ako je u jednoj reakciji (prema uvjetima zadatka) nastalo 0,432 mola elementa B, tada je prema tome, 0,432 mola tvari A i 0,864 mola elementa B.

Poznate su vam ravnotežne koncentracije polaznih tvari: [A] = 0,12 mol/litri, [B] = 0,24 mol/litri. Dodavanjem ovih vrijednosti onih koje su potrošene tijekom reakcije dobivaju se vrijednosti početnih koncentracija: [A]0 = 0,12 + 0,432 = 0,552 mol/litra; [B]0 = 0,24 + 0,864 = 1,104 mol/litra.

Također možete odrediti početne koncentracije tvari pomoću konstante ravnoteže (Kp) - omjera ravnotežnih koncentracija reakcije prema produktu ravnotežnih koncentracija polaznih tvari. Konstanta ravnoteže izračunava se po formuli: Kr = [C]n [D]m /([A]0x[B]0y), gdje su [C] i [D] ravnotežne koncentracije produkata reakcije C i D; n, m – njihovi koeficijenti. Prema tome, [A]0, [B]0 su ravnotežne koncentracije elemenata koji ulaze u; x,y – njihovi koeficijenti.

Poznavanje točne sheme reakcije koja je u tijeku, ravnoteža koncentracija barem jedan produkt i početna tvar, kao i vrijednost konstante ravnoteže, uvjete ovog problema možemo napisati u obliku sustava dviju jednadžbi s dvije nepoznanice.

Savjet 2: Kako odrediti ravnotežnu cijenu i ravnotežnu količinu

Svi znamo što je tržište. Svatko od nas kupuje svaki dan. Od minornih - kupnja karte u autobusu, do velikih - kupnja kuća, stanova, iznajmljivanje zemljišta. Bez obzira na strukturu tržišta: roba, dionice - svi njegovi unutarnji mehanizmi su u biti isti, ali ipak zahtijevaju posebnu pozornost, jer osoba ne može bez tržišni odnosi.

upute

Da pronađemo ravnotežu cijena i ravnotežnog volumena, mora se odrediti niz faktora. Kao što je količina potražnje i količina ponude. Ti tržišni mehanizmi utječu na ravnotežu. Postoje i različite tržišne strukture: monopol, oligopol i konkurencija. Na monopolskim i oligopolskim tržištima izračunajte ravnotežu cijena a glasnoća ne prati. Zapravo, tu nema ravnoteže. Monopolističko poduzeće postavlja samo sebe cijena i obujam proizvodnje. U oligopolu se nekoliko tvrtki udružuje kako bi formirale kartel na isti način na koji monopolisti kontroliraju te čimbenike. Ali u konkurenciji se sve odvija po pravilu „nevidljive ruke“ (kroz ponudu i potražnju).

Potražnja je potreba kupca za proizvodom ili uslugom. Ona je obrnuto proporcionalna cijeni i stoga krivulja potražnje na grafikonu ima negativan nagib. Drugim riječima, kupac uvijek nastoji kupiti više proizvoda po nižoj cijeni.

Broj dobara i usluga koje su prodavači spremni ponuditi tržištu je ponuda. Za razliku od potražnje, izravno je proporcionalna cijeni i ima pozitivan nagib na grafikonu. Drugim riječima, prodavači nastoje prodati više robe po višoj cijeni.

Točka presjeka ponude i potražnje na grafikonu tumači se kao ravnoteža. I potražnja i ponuda u problemima su opisane funkcijama u kojima su prisutne dvije varijable. Jedno je cijena, a drugo obujam proizvodnje. Na primjer: P=16+9Q (P – cijena, Q – volumen). Da pronađemo ravnotežu cijena treba izjednačiti dvije funkcije – ponudu i potražnju. Pronašavši ravnotežu cijena, trebate ga zamijeniti u bilo koju od formula i izračunati Q, odnosno ravnotežni volumen. Ovaj princip djeluje i u suprotnom smjeru: prvo se izračunava volumen, a zatim cijena.

Primjer: Potrebno je odrediti ravnotežu cijena i ravnotežni volumen, ako se zna da su količine potražnje i ponude opisane funkcijama: 3P=10+2Q odnosno P=8Q-1.
Otopina:
1) 10+2Q=8Q-1
2) 2Q-8Q=-1-10
3) -6Q=-9
4) Q=1,5 (ovo je ravnotežni volumen)
5) 3P=10+2*1,5
6) 3P=13
7) P=4,333
Spreman.

Tijekom reakcija, neke tvari se transformiraju u druge, mijenjajući njihov sastav. Dakle, "izvornik koncentracije“ – Ovo koncentracije tvari prije početka kemijske reakcije, odnosno pretvaraju se u druge tvari. Naravno, takvu transformaciju prati smanjenje njihovog broja. Sukladno tome, smanjuju se koncentracije polazne tvari, sve do nulte vrijednosti - ako je reakcija išla do kraja, nepovratno, a komponente su uzete u ekvivalentnim količinama.

upute

Pretpostavimo da ste dobili sljedeći zadatak. Dogodio se određeni proces, tijekom kojeg su početni, prihvaćeni kao A i B, pretvoreni u proizvode, na primjer, uvjetno B i D. To jest, reakcija se odvijala prema sljedećoj shemi: A + B = C + D. Pri koncentraciji tvari B od 0,05 mol/l, a tvari G od 0,02 mol/l, uspostavljena je određena kemijska ravnoteža. Neophodno

Glava 6

Kemijska kinetika. Kemijska ravnoteža.

6.1.Kemijskikinetika.

Kemijska kinetika- grana kemije koja proučava brzine i mehanizme kemijski procesi, kao i njihovu ovisnost o različitim čimbenicima.

Proučavanje kinetike kemijskih reakcija omogućuje i određivanje mehanizama kemijskih procesa i kontrolu kemijskih procesa u njihovoj praktičnoj provedbi.

Svaki kemijski proces je transformacija reagensa u produkte reakcije:

reaktanti→ prijelazno stanje→ produkti reakcije.

Reagensi (polazni materijali) – tvari koje stupaju u proces kemijske interakcije.

Produkti reakcije– tvari nastale na kraju procesa kemijske transformacije. U reverzibilnim procesima produkti izravne reakcije su reagensi reverzne reakcije.

Ireverzibilne reakcije– reakcije koje se odvijaju u danim uvjetima u gotovo istom smjeru (označeno znakom →).

Na primjer:

CaCO 3 → CaO + CO 2

Reverzibilne reakcije– reakcije koje se odvijaju istovremeno u dva suprotna smjera (označeno znakom).

Prijelazno stanje (aktivirani kompleks) je stanje kemijskog sustava koje je posredno između polaznih tvari (reagensa) i produkata reakcije. U tom stanju dolazi do kidanja starih kemijskih veza i stvaranja novih kemijskih veza. Aktivirani kompleks se zatim pretvara u produkte reakcije.

Većina kemijskih reakcija je kompleks a sastoje se od nekoliko faza tzv elementarne reakcije .

Elementarna reakcija- jedan čin formiranja ili loma kemijska veza. Skup elementarnih reakcija koje čine kemijsku reakciju određuje mehanizam kemijske reakcije.

Jednadžba kemijske reakcije obično označava početno stanje sustava (polazne tvari) i njegovo konačno stanje (produkti reakcije). U isto vrijeme, stvarni mehanizam kemijske reakcije može biti prilično složen i uključivati ​​niz elementarnih reakcija. Složene kemijske reakcije uključuju reverzibilan, paralelan, sekvencijalan I druge reakcije u više koraka (lančane reakcije , spregnute reakcije itd.).

Ako se brzine različitih faza kemijske reakcije značajno razlikuju, tada je brzina složene reakcije u cjelini određena brzinom njezinog najsporijeg stupnja. Ovaj stadij (elementarna reakcija) naziva se ograničavajući stupanj.

Ovisno o faznom stanju tvari koje reagiraju, razlikuju se dvije vrste kemijskih reakcija: homogena I heterogena.

Faza naziva se dio sustava koji se razlikuje po svojim fizičkim i kemijska svojstva od ostalih dijelova sustava i odvojen od njih sučeljem. Sustavi koji se sastoje od jedne faze nazivaju se homogeni sustavi, iz više faza – heterogena. Primjer homogenog sustava bio bi zrak, koji je smjesa tvari (dušik, kisik itd.) u istoj plinovitoj fazi. Suspenzija krede (krutine) u vodi (tekućini) primjer je heterogenog sustava koji se sastoji od dvije faze.

Prema tome se nazivaju reakcije u kojima su tvari koje međusobno djeluju u istoj fazi homogene reakcije. Međudjelovanje tvari u takvim reakcijama događa se u cijelom volumenu reakcijskog prostora.

Heterogene reakcije uključuju reakcije koje se odvijaju na sučelju. Primjer heterogene reakcije je reakcija cinka (kruta faza) s otopinom klorovodične kiseline (tekuća faza). U heterogenom sustavu, reakcija se uvijek događa na granici između dviju faza, budući da se samo ovdje reaktanti nalaze u različite faze ah, mogu se međusobno sudarati.

Kemijske reakcije obično se razlikuju po svojim molekularnost, one. brojem molekula koje sudjeluju u svakom elementarnom činu međudjelovanja . Na temelju toga razlikuju se monomolekularne, bimolekulske i trimolekularne reakcije.

Monomolekularni nazivaju se reakcije u kojima je elementarni čin kemijska transformacija jedne molekule , Na primjer:

Bimolekularni smatraju se reakcije u kojima se elementarni čin događa kada se dvije molekule sudare, na primjer:

U trimolekularni U reakcijama se elementarni čin događa tijekom istodobnog sudara triju molekula, na primjer:

Sudar više od tri molekule u isto vrijeme gotovo je nemoguć, pa se u praksi ne događaju reakcije veće molekularnosti.

Brzine kemijskih reakcija mogu značajno varirati. Kemijske reakcije mogu se odvijati iznimno sporo, tijekom čitavih geoloških razdoblja, poput trošenja stijene, koji predstavlja transformaciju aluminosilikata:

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.

ortoklas – feldspat, kalijev kvarc. pijesak kaolinit (glina)

Neke se reakcije događaju gotovo trenutno, na primjer, eksplozija crnog baruta, koji je mješavina ugljena, sumpora i salitre:

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

Brzina kemijske reakcije služi kao kvantitativna mjera intenziteta njezinog odvijanja.

općenito pod brzinom kemijske reakcije razumjeti broj elementarnih reakcijskih činova koji se događaju po jedinici vremena u jedinici reakcijskog prostora.

Budući da je za homogene procese reakcijski prostor volumen reakcijske posude, tada

za homogene reakcije S Brzina kemijske reakcije određena je količinom tvari koja reagira u jedinici vremena u jedinici volumena.

S obzirom da količina tvari sadržana u određenom volumenu karakterizira koncentraciju tvari, tada

brzina reakcije je vrijednost koja pokazuje promjenu molarne koncentracije jedne od tvari u jedinici vremena.

Ako se pri stalnom volumenu i temperaturi koncentracija jednog od reaktanata smanji od S 1 do S 2 za razdoblje od t 1 do t 2, tada je, u skladu s definicijom, brzina reakcije za određeno vremensko razdoblje (prosječna brzina reakcije) jednaka:

Tipično za homogene reakcije dimenzija brzine V[mol/l·s].

Budući da je za heterogene reakcije reakcijski prostor površinski , na kojem se odvija reakcija, tada se za heterogene kemijske reakcije brzina reakcije odnosi na jedinicu površine na kojoj se reakcija odvija. Prema tome, prosječna brzina heterogene reakcije ima oblik:

Gdje S– površina na kojoj se odvija reakcija.

Dimenzija brzine za heterogene reakcije je [mol/l·s·m2].

Brzina kemijske reakcije ovisi o nizu čimbenika:

prirodu tvari koje reagiraju;

koncentracije reaktanata;

tlak (za plinske sustave);

temperatura sustava;

površina (za heterogene sustave);

prisutnost katalizatora i drugih čimbenika u sustavu.

Budući da je svaka kemijska interakcija rezultat sudara čestica, povećanje koncentracije (broja čestica u određenom volumenu) dovodi do češćih sudara i, posljedično, povećanja brzine reakcije. Ovisnost brzine kemijske reakcije o molarnim koncentracijama reaktanata opisuje se temeljnim zakonom kemijske kinetike - zakon djelovanja mase , koji su 1865. godine formulirali N.N.Beketov i 1867. godine K.M.Guldberg i P.Wage.

Zakon djelovanja mase glasi: brzina elementarne kemijske reakcije pri konstantnoj temperaturi izravno je proporcionalna umnošku molarnih koncentracija reaktanata u snagama jednakim njihovim stehiometrijskim koeficijentima.

Jednadžba koja izražava ovisnost brzine reakcije o koncentraciji svake tvari naziva se kinetička jednadžba reakcije .

Treba napomenuti da je zakon djelovanja mase u potpunosti primjenjiv samo na najjednostavnije homogene reakcije. Ako se reakcija odvija u nekoliko faza, tada zakon vrijedi za svaku fazu, i brzina složenog kemijskog procesa određena je brzinom najsporije reakcije koja je ograničavajući stupanj cijeli proces.

Općenito, ako se elementarna reakcija dogodi istovremeno T molekule materije A I n molekule materije U:

mA + nU = S,

tada je jednadžba za brzinu reakcije (kinetička jednadžba) ima oblik:

Gdje k– koeficijent proporcionalnosti, koji se tzv konstanta brzine kemijska reakcija; [ A A; [B] – molarna koncentracija tvari B; m I n– stehiometrijski koeficijenti u jednadžbi reakcije.

Da razumijem fizikalno značenje konstante brzine reakcije , potrebno je u gore napisane jednadžbe uzeti koncentracije tvari koje reagiraju [ A] = 1 mol/l i [ U] = 1 mol/l (ili izjednačiti njihov produkt s jedinicom), a zatim:

Odavde je jasno da konstanta brzine reakcije k je numerički jednak brzini reakcije u kojoj su koncentracije reaktanata (ili njihov produkt u kinetičkim jednadžbama) jednake jedinici.

Konstanta brzine reakcije k ovisi o prirodi reaktanata i temperaturi, ali ne ovisi o koncentraciji reagensa.

Za heterogene reakcije, koncentracija krute faze nije uključena u izraz za brzinu kemijske reakcije.

Na primjer, u reakciji sinteze metana:

Ako se reakcija odvija u plinovitoj fazi, tada na njezinu brzinu značajno utječe promjena tlaka u sustavu, budući da promjena tlaka u plinovitoj fazi dovodi do proporcionalne promjene koncentracije. Dakle, povećanje tlaka dovodi do proporcionalnog povećanja koncentracije, a smanjenje tlaka, sukladno tome, smanjuje koncentraciju plinovitog reaktanta.

Promjene tlaka praktički nemaju utjecaja na koncentraciju tekućih i krutih tvari (kondenzirano stanje tvari) i nemaju utjecaja na brzinu reakcija koje se odvijaju u tekućim ili čvrstim fazama.

Kemijske reakcije odvijaju se zbog sudaranja čestica tvari koje reagiraju. Međutim, nije svaki sudar čestica reaktanata djelotvoran , tj. dovodi do stvaranja produkata reakcije. Samo čestice s povećanom energijom - aktivne čestice , sposobni su izvesti kemijsku reakciju. S porastom temperature raste kinetička energija čestica i povećava se broj aktivnih, stoga se povećava brzina kemijskih procesa.

Određuje se ovisnost brzine reakcije o temperaturi van't Hoffovo pravilo : za svakih 10 0 C povećanja temperature, brzina kemijske reakcije povećava se dva do četiri puta.

V 1 – brzina reakcije pri početnoj temperaturi sustava t 1 , V 2 – brzina reakcije pri konačnoj temperaturi sustava t 2 ,

γ – temperaturni koeficijent reakcije (van’t Hoffov koeficijent), jednak 2÷4.

Poznavanje vrijednosti temperaturnog koeficijenta γ omogućuje izračunavanje promjene brzine reakcije s porastom temperature iz T 1 do T 2. U ovom slučaju možete koristiti formulu:

Očito je da kako temperatura raste u aritmetičkoj progresiji, brzina reakcije raste eksponencijalno. Što je veća vrijednost temperaturnog koeficijenta reakcije g, veći je učinak temperature na brzinu reakcije.

Valja napomenuti da je Van't Hoffovo pravilo približno i primjenjivo samo za približnu procjenu učinka malih promjena temperature na brzinu reakcije.

Energija potrebna za odvijanje reakcija može se osigurati različitim utjecajima (toplina, svjetlost, električna struja, lasersko zračenje, plazma, radioaktivno zračenje, visoki krvni tlak itd.).

Reakcije se mogu podijeliti na toplinska, fotokemijska, elektrokemijska, radijacijsko-kemijska itd. Uz sve te utjecaje udio aktivnih molekula koje imaju energiju jednaku ili veću od minimalna energija potrebna za određenu interakciju E min.

Pri sudaru aktivnih molekula nastaje tzv aktivirani kompleks , unutar koje se događa redistribucija atoma.

Energija potrebna da se prosječna energija molekula reagirajućih tvari poveća na energiju aktiviranog kompleksa naziva se aktivacijska energija Ea.

Energija aktivacije može se smatrati određenom dodatnom energijom koju molekule reagensa moraju steći kako bi prevladale određenu energetska barijera . Dakle, E a ra u razlici između prosječne energije čestica koje reagiraju E ref i energija aktiviranog kompleksa E min. Energija aktivacije određena je prirodom reagensa. Značenje E a kreće se od 0 do 400 kJ. Ako vrijednost E a prelazi 150 kJ, tada se takve reakcije praktički ne događaju na temperaturama blizu standardne.

Promjena energije sustava tijekom reakcije može se grafički prikazati pomoću sljedećeg energetskog dijagrama (slika 6.1).

Riža. 6.1. Energetski dijagram egzotermne reakcije:

E out je prosječna energija polaznih tvari; Econd – prosječna energija produkata reakcije; E min – energija aktiviranog kompleksa; E act – energija aktivacije; ΔH r – toplinski učinak kemijske reakcije

Iz energetskog dijagrama jasno je da će razlika između vrijednosti energije produkata reakcije i energije polaznih tvari predstavljati toplinski učinak reakcije.

E nastavak – E ref. = ΔN r.

Prema Arrheniusova jednadžba, veća je vrijednost energije aktivacije E djelovati, veća je konstanta brzine kemijske reakcije k ovisi o temperaturi:

E- energija aktivacije (J/mol),

R - univerzalna plinska konstanta,

T– temperatura u K,

A- Arrheniusova konstanta,

e= 2,718 – baza prirodnih logaritama.

Katalizatori- To su tvari koje povećavaju brzinu kemijske reakcije. Oni reagiraju s reagensima da bi formirali kemijski intermedijer i oslobađaju se na kraju reakcije. Učinak koji katalizatori imaju na kemijske reakcije naziva se kataliza.

Na primjer, mješavina aluminijskog praha i kristalnog joda na sobnoj temperaturi ne pokazuje zamjetne znakove interakcije, ali dovoljna je kap vode da izazove burnu reakciju:

razlikovati homogena kataliza (katalizator tvori homogeni sustav s tvarima koje reagiraju, na primjer, mješavina plinova) i heterogena kataliza (katalizator i reaktanti su u različitim fazama, a katalitički proces se odvija na granici faza).

Kako bi se objasnio mehanizam homogene katalize, najčešće se koristi srednja teorija (predložio francuski istraživač Sabatier i razvio u radovima ruskog znanstvenika N.D. Zelinskog). Prema ovoj teoriji, spor proces, na primjer, reakcija:

u prisutnosti katalizatora odvija se brzo, ali u dva stupnja. U prvoj fazi procesa nastaje intermedijarni spoj jednog od reagensa s katalizatorom A...kat.

Prva faza:

A + kat = A.∙. kat.

U drugoj fazi, dobiveni spoj tvori aktivirani kompleks s drugim reagensom [ A.∙.kat.∙.B], koji se pretvara u konačni proizvod AB uz regeneraciju katalizatora kat.

Druga faza:

A.∙.kat + B = = AB + kat.

Intermedijarna interakcija katalizatora s reagensima usmjerava proces na novi način, karakteriziran nižom energetskom barijerom. dakle, Mehanizam djelovanja katalizatora povezan je sa smanjenjem aktivacijske energije reakcije zbog stvaranja intermedijarnih spojeva.

Primjer bi bila spora reakcija:

2SO2 + O2 = 2SO3 polako.

U industrijskoj dušičnoj metodi za proizvodnju sumporne kiseline kao katalizator koristi se dušikov oksid (II), koji značajno ubrzava reakciju:

Heterogena kataliza naširoko se koristi u procesima rafiniranja nafte. Katalizatori uključuju platinu, nikal, aluminijev oksid, itd. Hidrogenacija biljno ulje nastavlja se na nikal katalizatoru (nikal na kieselguhr) itd.

Primjer heterogene katalize je oksidacija SO 2 u SO 3 na katalizatoru V 2 O 5 u proizvodnji sumporne kiseline kontaktnom metodom.

Tvari koje povećavaju aktivnost katalizatora nazivaju se promotori (ili aktivatora). U isto vrijeme, sami promotori možda nemaju katalitička svojstva.

Katalitički otrovi - strane nečistoće u reakcijskoj smjesi što dovodi do djelomičnog ili potpuni gubitak aktivnost katalizatora. Dakle, tragovi fosfora i arsena uzrokuju brzi gubitak aktivnosti katalizatora V 2 O 5 u reakciji oksidacije SO 2 u SO 3.

Mnoge važne kemijske proizvodnje, kao što su proizvodnja sumporne kiseline, amonijaka, dušične kiseline, sintetičkog kaučuka, brojnih polimera itd., odvijaju se u prisutnosti katalizatora.

Biokemijske reakcije u biljnim i životinjskim organizmima se ubrzavaju biokemijski katalizatori – enzima.

Oštar Moguće je usporiti pojavu nepoželjnih kemijskih procesa dodavanjem posebnih tvari u reakcijski medij - inhibitori. Na primjer, za inhibiciju nepoželjnih procesa korozijskog uništavanja metala, raznih inhibitori metalne korozije .

6.1.1. Pitanja za samokontrolu teorijskog znanja

na temu "Kemijska kinetika"

1. Što proučava kemijska kinetika?

2. Što se obično podrazumijeva pod pojmom "reagensi"?

3. Što se obično podrazumijeva pod pojmom "produkti reakcije"?

4. Kako se označavaju reverzibilni procesi u kemijskim reakcijama?

5. Što se obično podrazumijeva pod pojmom "aktivirani kompleks"?

6. Što je elementarna reakcija?

7. Koje se reakcije smatraju složenima?

8. Koji se stadij reakcija naziva limitirajućim?

9. Definirajte pojam “faza”?

10. Koji se sustavi smatraju homogenima?

11. Koji se sustavi smatraju heterogenim?

12. Navedite primjere homogenih sustava.

13. Navedite primjere heterogenih sustava.

14. Što se smatra "molekularnošću" reakcije?

15. Što se podrazumijeva pod pojmom “brzina kemijske reakcije”?

16. Navedite primjere brzih i sporih reakcija.

17. Što se podrazumijeva pod pojmom “brzina homogene kemijske reakcije”?

18. Što se podrazumijeva pod pojmom “brzina heterogene kemijske reakcije”?

19. O kojim čimbenicima ovisi brzina kemijske reakcije?

20. Formulirajte osnovni zakon kemijske kinetike.

21. Što je konstanta brzine kemijskih reakcija?

22.O kojim čimbenicima ovisi konstanta brzine kemijskih reakcija?

23. Koncentracije kojih tvari ne ulaze u kinetičku jednadžbu kemijskih reakcija?

24. Kako brzina kemijske reakcije ovisi o tlaku?

25. Kako brzina kemijske reakcije ovisi o temperaturi?

26. Kako je formulirano "Van't Hoffovo pravilo"?

27. Što je “temperaturni koeficijent kemijske reakcije”?

28. Definirajte pojam “aktivacijska energija”.

29. Definirajte pojam “katalizator kemijske reakcije”?

30. Što je homogena kataliza?

31. Što je heterogena kataliza?

32. Kako se objašnjava mehanizam djelovanja katalizatora u homogenoj katalizi?

33. Navedite primjere katalitičkih reakcija.

34. Što su enzimi?

35. Što su promotori?

6.1.2. Primjeri rješavanja tipičnih problema

na temu "Kemijska kinetika"

Primjer 1. Brzina reakcije ovisi o kontaktnoj površini reaktanata:

1) sumporna kiselina s otopinom barijevog klorida,

2) izgaranje vodika u kloru,

3) sumporna kiselina s otopinom kalijevog hidroksida,

4) izgaranje željeza u kisiku.

Brzina heterogenih reakcija ovisi o kontaktnoj površini tvari koje reagiraju. Među gornjim reakcijama, heterogena reakcija, tj. karakteriziran prisutnošću različitih faza je reakcija izgaranja željeza (kruta faza) u kisiku (plinovita faza).

Odgovor. 3.

Primjer 2. Kako će se promijeniti brzina reakcije?

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

kada se koncentracija polaznih tvari udvostruči?

Napišimo kinetičku jednadžbu reakcije, koja utvrđuje ovisnost brzine reakcije o koncentraciji reaktanata:

V 1 = k [N 2 ] 2 · [O 2 ].

Ako se koncentracije polaznih tvari udvostruče, kinetička jednadžba će imati oblik:

V 2 = k (2 [N 2 ]) 2 2 [O 2 ] = 8 k [N 2 ] 2 · [O 2 ], tj.

Kad se koncentracija polaznih tvari udvostručila, brzina ove reakcije porasla je 8 puta.

Odgovor. 8.

Primjer 3. Kako će se promijeniti brzina reakcije ako se ukupni tlak u sustavu CH 4 (G) + 2O 2 (G) = CO 2 (G) + 2H 2 O (G) smanji za 5 puta?

U skladu s kinetičkom jednadžbom reakcije, brzina ove reakcije će se odrediti:

V 1 = k[CH4] · [O2]2.

Kad se tlak smanji za faktor pet, koncentracija svake plinovite tvari također će se smanjiti za faktor pet. Kinetička jednadžba reakcije pod ovim uvjetima bit će sljedeća:

može se utvrditi da se brzina reakcije smanjila za 125 puta.

Odgovor. 125.

Primjer 4. Kako će se promijeniti brzina reakcije koju karakterizira temperaturni koeficijent reakcije 3 ako se temperatura u sustavu poveća s 20 na 60°C?

Otopina. Prema van't Hoffovom pravilu

Kada se temperatura povećala za 40 0 ​​​​C, brzina ove reakcije porasla je 81 puta

Odgovor. 81.

6.1.3. Pitanja i vježbe za samostalno učenje

Brzina kemijskih reakcija

1. Ovisno o fizičko stanje reaktante, kemijske reakcije dijelimo na:

1) egzotermni i endotermni,

2) reverzibilni i nepovratni,

3) katalitički i nekatalitički,

4) homogeni i heterogeni.

2. Navedite broj ili zbroj konvencionalnih brojeva pod kojima su dane homogene reakcije:

3. Označite broj ili zbroj konvencionalnih brojeva pod kojima su dati izrazi pomoću kojih se može izračunati brzina homogene reakcije:

4. Mjerna jedinica za brzinu homogene reakcije može biti:

1) mol/l s,

3) mol/l·,

4) l/mol·s.

5. Označite broj ili zbroj uvjetnih brojeva pod kojima su navedeni pošteni izrazi. Tijekom homogene reakcije

A + 2B® 2 C + D:

1) koncentracija A I U se smanjuju

2) koncentracija S raste brže od koncentracije D,

4) koncentracija U opada brže od koncentracije A,

8) brzina reakcije ostaje konstantna.

6. Koji je broj prikazan na liniji koji točno odražava promjenu tijekom vremena koncentracije tvari nastale u reakciji:

7. Promjena tijekom vremena u koncentraciji početne tvari u reakciji koja teče do kraja, pravo opisuje krivulju:

9. Označite broj ili zbroj konvencionalnih brojeva pod kojima su dane reakcije čija je brzina ne ovisi od koje tvari se računa?

10. Označite broj ili zbroj konvencionalnih brojeva pod kojima su navedeni faktori koji utječu na brzinu reakcije:

1) prirodu tvari koje reagiraju,

2) koncentracija tvari koje reagiraju,

4) temperatura reakcijskog sustava,

8) prisutnost katalizatora u reakcijskom sustavu.

11. Osnovni zakon kemijske kinetike utvrđuje ovisnost brzine reakcije o:

1) temperature tvari koje reagiraju,

2) koncentracije tvari koje reagiraju,

3) prirodu tvari koje reagiraju,

4) vrijeme reakcije.

12. Označite broj ili zbroj uvjetnih brojeva pod kojima su dane točne tvrdnje. Kemijska kinetika:

1) dio fizike,

2) proučava brzinu kemijske reakcije,

4) koristi zakon djelovanja mase,

8) proučava ovisnost brzine reakcija o uvjetima njihova nastanka.

13. Ya.Kh. Van't Hoff:

1) prvi dobitnik Nobelove nagrade za kemiju,

2) proučavao ovisnost brzine reakcije o temperaturi,

4) proučavao ovisnost brzine reakcije o koncentraciji tvari,

8) formulirao zakon djelovanja mase.

14. Pod istim uvjetima reakcija se odvija brže:

1) Ca + H2O®

3) Mg + H20®

4) Zn + H2O®

15. Brzina razvijanja vodika je najveća u reakciji:

1) Zn + HCl (5% otopina)®

2) Zn + HCl (10% otopina)®

3) Zn + HCl (15% otopina)®

4) Zn + HCl (30% otopina)®

16. Koncentracija reaktanta nikakav učinak o brzini reakcije ako se ova tvar uzme u reakciju u:

1) čvrsto stanje,

2) plinovito stanje,

3) otopljeno stanje.

17. Izračunajte prosječnu brzinu reakcije A + B = C (mol/l×s), ako je poznato da je početna koncentracija A bila 0,8 mol/l, a nakon 10 sekundi je postala 0,6 mol/l.

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

18. Za koliko mol/l su se u reakciji smanjile koncentracije tvari A i B? A + 2B® 3 C, ako se zna da je tijekom istog vremena koncentracija S povećan za 4,5 mol/l?

D S A D S B

19. Izračunajte prosječnu brzinu reakcije 2CO + O 2 ® 2CO 2 (mol/l×s), ako je poznato da je početna koncentracija CO bila 0,60 mol/l, a nakon 10 sekundi je postala 0,15 mol/l. . Za koliko se mol/l promijenila koncentracija CO 2 u tom vremenskom razdoblju?

3) 0,045; 0,045,

20. Za koliko stupnjeva treba zagrijati sustav da se brzina reakcije koja se u njemu odvija poveća 2-4 puta?

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

21. Brzina reakcije pri 20°C je 0,2 mol/l×s. Odredite brzinu reakcije pri 60°C (mol/l×s) ako je temperaturni koeficijent brzine reakcije 3.

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

22. Empirijska ovisnost brzine reakcije o temperaturi pravo odražava jednadžbu:

23. Brzina reakcije pri 20°C je 0,08 mol/l×s. Izračunajte brzinu reakcije pri 0°C (mol/l×s), ako je temperaturni koeficijent brzine reakcije 2.

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

24. Koliko će se puta povećati brzina reakcije kada temperatura poraste za 40°C, ako je temperaturni koeficijent brzine reakcije 3?

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

25. Za koliko stupnjeva treba povisiti temperaturu da se brzina reakcije poveća za 64 puta, ako je temperaturni koeficijent brzine reakcije 4?

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

26. Izračunajte temperaturni koeficijent brzine reakcije ako je poznato da se pri porastu temperature za 50 o C brzina reakcije poveća 32 puta.

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

27. Razlog povećanja brzine reakcije s porastom temperature je povećanje:

1) brzina kretanja molekula,

2) broj sudara između molekula,

3) udio aktivnih molekula,

4) stabilnost molekula produkata reakcije.

28. Označite broj ili zbroj konvencionalnih brojeva pod kojima su navedene reakcije u kojima je MnO 2 katalizator:

1) 2KClO 3 ® 2KCl + 3O 2,

2) 2Al + 3I 2 ® 2AlI 3,

4) 2H 2 O 2 ® 2H 2 O + O 2,

8) 2SO 2 + O 2 ® 2SO 3 .

29. Označite broj ili zbroj konvencionalnih brojeva pod kojima su navedeni točni odgovori. Primjenom katalitičkih reakcija u industriji dobiva se:

1) klorovodična kiselina,

2) sumporna kiselina,

4) amonijak,

8) dušična kiselina.

30. Označite broj ili zbroj konvencionalnih brojeva pod kojima su navedeni točni odgovori. Katalizator:

1) sudjeluje u reakciji,

2) koristi se samo u čvrstom stanju,

4) ne troši se tijekom reakcije,

8) u svom sastavu nužno sadrži atom metala.

31. Označite broj ili zbroj konvencionalnih brojeva pod kojima su navedeni točni odgovori. Kao katalizatori koriste se:

32. Tvari koje smanjuju aktivnost katalizatora nazivaju se:

1) promotori,

2) regeneratori,

3) inhibitori,

4) katalitički otrovi.

33. Katalitički nije reakcija:

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

celuloza

2) 2SO 2 + O 2 ® 2SO 3,

3) 3H 2 + N 2 ® 2NH 3 ,

4) NH3 + HCl® NH4Cl.

34. Pod kojim brojem je dana jednadžba homogene katalize:

35. Mehanizam djelovanja katalizatora ispravno odražava izjavu. Katalizator:

1) povećanjem kinetičke energije početnih čestica, povećava se broj njihovih sudara,

2) stvara intermedijarne spojeve s polaznim tvarima koje se lako pretvaraju u konačne tvari,

3) bez interakcije s polaznim tvarima, usmjerava reakciju duž novog puta,

4) smanjenjem kinetičke energije početnih čestica, povećava se broj njihovih sudara.

36. Uloga promotora u katalitičkoj reakciji je da:

1) smanjuje aktivnost katalizatora,

2) povećava aktivnost katalizatora,

3) vodi reakciju u željenom smjeru,

4) štiti katalizator od katalitičkih otrova.

37. Enzimi:

1) biološki katalizatori,

2) imaju proteinsku prirodu,

4) ne razlikuju se u specifičnosti djelovanja,

8) ubrzavaju biokemijske procese u živim organizmima.

38. Reakcija je heterogena:

39. Označite broj ili zbroj konvencionalnih brojeva pod kojima su navedeni točni odgovori. Da biste povećali brzinu gorenja ugljena: C + O 2 ® CO 2, trebate:

1) povećati koncentraciju O 2,

2) povećati koncentraciju ugljena,

4) samljeti ugljen,

8) povećanje koncentracije ugljičnog dioksida.

40. Ako se reaktant A uzme u reakciju: A t + X plin ® u krutom stanju, tada na brzinu reakcije utječe:

1) koncentracija A,

2) površina kontakta između A i X,

4) molarna masa A,

8) koncentracija tvari X.

41. Dimenzija brzine heterogene reakcije je:

1) mol/l, 2) mol/cm 3 ×s,

3) mol/l×s 4) mol/cm 2 ×s.

42. Označite broj ili zbroj konvencionalnih brojeva pod kojima su navedeni točni odgovori. Koristi se princip fluidiziranog sloja:

1) za povećanje kontaktne površine reagensa,

2) kod pečenja pirita,

4) tijekom katalitičkog krekiranja naftnih derivata,

8) za regeneraciju aktivnosti katalizatora.

43. Najmanje

1) Na + H2O® 2) Ca + H2O®

3) K + H2O® 4) Mg + H2O®

44. Na grafikonu su prikazani energetski dijagrami nekatalitičke i katalitičke reakcije razgradnje jodovodika. Promjena aktivacijske energije odražava energetski segment:

1) b, 2) c, 3) d, 4) b–c.

45. Najveći Reakcija opisana shemom ima aktivacijsku energiju:

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. Kemijska ravnoteža.

Uz praktički nepovratne kemijske reakcije:

SaCl 2 + 2AgNO 3 = Ca(NO 3) 2 + 2AgCl↓ itd.

Poznati su brojni procesi kada kemijska transformacija ne dođe do kraja, već se javlja ravnotežna smjesa svih sudionika i produkata reakcije koji se nalaze i na lijevoj i na desnoj strani stehiometrijske reakcijske jednadžbe. Dakle, pod standardnim uvjetima sustav je reverzibilan:

Razmotrimo značajke pojave reverzibilnih procesa na primjeru sustava koji općenito ima oblik:

Pod uvjetom da se reakcije naprijed → i nazad ← odvijaju u jednoj fazi, prema zakonu djelovanja mase, vrijednosti brzine za reakciju naprijed ( V izravno) i obrnuto ( V reakcije su opisane sljedećim kinetičkim jednadžbama:

Gdje k ravno I k arr - konstante brzine, redom, prednje i obrnute reakcije.

U početnom trenutku (vidi sliku 6.2) koncentracije polaznih tvari [A] i [B], a time i brzina izravne reakcije, imaju najveću vrijednost. Koncentracije produkata reakcije [C] i [D] i brzina reverzne reakcije u početnom trenutku jednake su nuli. Tijekom reakcije koncentracije polaznih tvari opadaju, što dovodi do smanjenja brzine prednje reakcije. Povećavaju se koncentracije produkata reakcije, a time i brzina reverzne reakcije. Konačno, dolazi točka u kojoj se stope naprijed i natrag reakcije izjednače.

Stanje sustava u kojem V ravno = V arr. nazvao kemijska ravnoteža. Ova ravnoteža je dinamičan , budući da se u sustavu odvija dvosmjerna reakcija - u izravnoj ( A I B– reagensi, C I D– proizvodi) i obrnuto ( A I B– proizvodi, C i D– reagensi) upute.

V arr.

Vrijeme reakcije

Riža. 6.2. Ovisnost brzina prednje i obrnute reakcije

od trenutka njihovog nastanka.

U reverzibilnom sustavu u ravnoteži nazivaju se koncentracije svih sudionika u procesu ravnotežne koncentracije, budući da se u ovom slučaju i prednja i povratna reakcija odvijaju stalno i istom brzinom.

Kvantitativna karakteristika kemijske ravnoteže može se izvesti pomoću odgovarajućeg kinetičke jednadžbe :

Budući da su konstante brzine reakcije pri fiksnoj temperaturi konstantne, omjer će također biti konstantan

nazvao konstanta kemijske ravnoteže. Izjednačavanjem desnih strana kinetičkih jednadžbi za direktnu i obrnutu reakciju, možemo dobiti:

Gdje K r– konstanta kemijske ravnoteže, izražena ravnotežnim koncentracijama sudionika reakcije.

Konstanta kemijske ravnoteže je omjer umnoška ravnotežnih koncentracija produkata reakcije i umnoška ravnotežnih koncentracija polaznih tvari u potencijama njihovih stehiometrijskih koeficijenata.

Na primjer, za reverzibilnu reakciju

Izraz za konstantu ravnoteže ima oblik:

Ako su u procesu kemijske pretvorbe uključene dvije ili više faza, tada izraz za konstantu ravnoteže treba uzeti u obzir samo one od njih u kojima dolazi do promjene koncentracija reaktanata. Na primjer, u izrazu za konstantu ravnoteže za sustav

ukupni broj molova plinovitih tvari prije i poslije reakcije ostaje konstantan, a tlak u sustavu se ne mijenja. Ravnoteža u ovom sustavu se ne pomiče kada se tlak promijeni.

Utjecaj promjena temperature na pomak kemijske ravnoteže.

U svakoj reverzibilnoj reakciji jedan od smjerova odgovara egzotermnom procesu, a drugi endotermnom procesu. Dakle, u reakciji sinteze amonijaka, prednja reakcija je egzotermna, a obrnuta reakcija je endotermna.

1) koncentracije H 2, N 2 i NH 3 ne mijenjaju se tijekom vremena,

3) broj molekula NH 3 koji se raspadaju u jedinici vremena jednak je polovici ukupnog broja molekula H 2 i N 2 nastalih tijekom tog vremena,

4) ukupan broj Molekule H 2 i N 2 pretvorene u NH 3 u jedinici vremena jednake su broju molekula NH 3 koje nastaju u istom vremenu.

49. Označite broj ili zbroj konvencionalnih brojeva pod kojima su navedeni točni odgovori. Kemijsku ravnotežu u sustavu: 2SO 2 + O 2 2SO 3 ∆N ˂0 poremetit će:

1) smanjenje tlaka u sustavu,

2) grijanje,

4) povećanje koncentracije kisika.

50. Označite broj ili zbroj konvencionalnih brojeva pod kojima su navedeni točni odgovori. Za pomicanje ravnoteže u sustavu N 2 + 3H 2 2NH 3 ∆H ˂0 ulijevo potrebno je:

1) uvesti H 2 u sustav,

2) ukloniti NH 3 iz sustava,

4) povećanje krvnog pritiska,

8) povećati temperaturu.

51. Da bi se ravnoteža reakcije 2SO 2 + O 2 2SO 3 ∆N ˂0 pomaknula udesno, potrebno je:

1) zagrijavanje sustava,

2) uvesti O 2 u sustav,

4) uvesti SO 3 u sustav,

8) smanjiti tlak u sustavu.

52. Le Chatelierovo pravilo (princip) ne odgovara izjava:

1) povećanje temperature pomiče ravnotežu prema endotermnoj reakciji;

2) smanjenje temperature pomiče ravnotežu prema egzotermnoj reakciji;

3) povećanje tlaka pomiče ravnotežu prema reakciji koja dovodi do povećanja volumena;

N 2 + O 2 ∆H ˂0,2H 2 O (para), 2NH 3 kat. 3H2 + N2. B,

2) k 1 H = k 2 2 ,

67. Za konstantu ravnoteže ( Kp) utječe na:

1) pritisak,

2) temperatura,

3) koncentracija,

4) katalizator.

U moderna znanost razlikovati kemijske i nuklearne reakcije koje nastaju kao rezultat međudjelovanja polaznih tvari koje se obično nazivaju reagensima. Kao rezultat toga, dr kemikalije, koji se nazivaju proizvodi. Sve interakcije odvijaju se pod određenim uvjetima (temperatura, zračenje, prisutnost katalizatora itd.). Jezgre atoma reaktanata kemijskih reakcija se ne mijenjaju. U nuklearnim transformacijama nastaju nove jezgre i čestice. Postoji nekoliko različitih znakova po kojima se određuju vrste kemijskih reakcija.

Razvrstavanje se može temeljiti na broju polaznih i rezultirajućih tvari. U ovom slučaju, sve vrste kemijskih reakcija podijeljene su u pet skupina:

1. Razgradnje (od jedne tvari dobije se nekoliko novih), npr. raspad zagrijavanjem na kalijev klorid i kisik: KCLO3 → 2KCL + 3O2.
2. Spojevi (dva ili više spojeva tvore jedan novi), u interakciji s vodom, kalcijev oksid prelazi u kalcijev hidroksid: H2O + CaO → Ca(OH)2;
3. Supstitucija (broj produkata jednak je broju polaznih tvari u kojima je jedna komponenta zamijenjena drugom), željezo u bakrenom sulfatu, zamjenjujući bakar, tvori željezni sulfat: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu.
4. Dvostruka izmjena (molekule dviju tvari izmjenjuju dijelove koji ih napuštaju), metali u i izmjenjuju anione, tvoreći precipitirani srebrov jodid i kadijev nitrat: KI + AgNO3 → AgI↓ + KNO3.
5. Polimorfna transformacija (tvar prelazi iz jednog kristalnog oblika u drugi), kada se zagrijava, obojeni jodid prelazi u živin jodid žuta boja: HgI2 (crveno) ↔ HgI2 (žuto).

Ako se kemijske transformacije razmatraju na temelju promjena u oksidacijskom stanju elemenata u tvarima koje reagiraju, tada se vrste kemijskih reakcija mogu podijeliti u skupine:

1. S promjenom stupnja oksidacije - redoks reakcije (ORR). Kao primjer možemo uzeti u obzir interakciju željeza s solna kiselina: Fe + HCL → FeCl2 + H2, kao rezultat, oksidacijsko stanje željeza (reducirajućeg sredstva koje predaje elektrone) promijenilo se s 0 na -2, a vodika (oksidacijskog sredstva koje prihvaća elektrone) s +1 na 0.
2. Bez promjene oksidacijskog stanja (tj. ne ORR). Na primjer, kiselinsko-bazna reakcija bromovodika s natrijevim hidroksidom: HBr + NaOH → NaBr + H2O, kao rezultat takvih reakcija nastaju sol i voda, a oksidacijska stanja kemijski elementi uključene u polazne tvari ne mijenjaju.

Ako uzmemo u obzir brzinu protoka u smjeru naprijed i nazad, tada se sve vrste kemijskih reakcija također mogu podijeliti u dvije skupine:

1. Reverzibilni - oni koji istodobno teku u dva smjera. Većina reakcija je reverzibilna. Primjer je otapanje ugljičnog dioksida u vodi pri čemu nastaje nestabilna ugljična kiselina, koja se raspada na polazne tvari: H2O + CO2 ↔ H2CO3.
2. Ireverzibilni - teku samo u smjeru naprijed, nakon potpunog trošenja jedne od polaznih tvari dovršavaju se, nakon čega su prisutni samo proizvodi i polazna tvar uzeta u višku. Tipično je jedan od proizvoda ili istaložena netopljiva tvar ili oslobođeni plin. Na primjer, tijekom interakcije sumporne kiseline i barijevog klorida: H2SO4 + BaCl2 + → BaSO4↓ + 2HCl, netopljivi talog

Vrste kemijskih reakcija u organskoj kemiji mogu se podijeliti u četiri skupine:

1. Supstitucija (jedni atomi ili skupine atoma zamijenjeni su drugima), na primjer, kada kloroetan reagira s natrijevim hidroksidom, nastaju etanol i natrijev klorid: C2H5Cl + NaOH → C2H5OH + NaCl, odnosno atom klora zamijenjen je vodikom atom.
2. Adicija (dvije molekule reagiraju i tvore jednu), npr. brom se pridružuje na mjestu prekida dvostruke veze u molekuli etilena: Br2 + CH2=CH2 → BrCH2—CH2Br.
3. Eliminacija (molekula se raspada na dvije ili više molekula), npr. pod određenim uvjetima etanol se raspada na etilen i vodu: C2H5OH → CH2=CH2 + H2O.
4. Preuređivanje (izomerizacija, kada se jedna molekula pretvara u drugu, ali kvalitativni i kvantitativni sastav atoma u njoj se ne mijenja), na primjer, 3-kloro-ruten-1 (C4H7CL) pretvara se u 1 klorobuten-2 ​​(C4H7CL ). Ovdje je atom klora otišao od trećeg atoma ugljika u lancu ugljikovodika do prvog, a dvostruka veza je povezivala prvi i drugi atom ugljika, a zatim je počela povezivati ​​drugi i treći atom.

Poznate su i druge vrste kemijskih reakcija:

1. Javljaju se apsorpcijom (endotermne) ili oslobađanjem topline (egzotermne).
2. Prema vrsti reagensa ili nastalih proizvoda u interakciji. Međudjelovanje s vodom - hidroliza, s vodikom - hidrogenacija, s kisikom - oksidacija ili izgaranje. Eliminacija vode je dehidracija, vodik je dehidrogenacija, i tako dalje.
3. Prema uvjetima međudjelovanja: u prisutnosti katalizatora (katalitički), pod utjecajem niske odn visoka temperatura, pri promjeni tlaka, na svjetlu itd.
4. Prema mehanizmu reakcije: ionske, radikalske ili lančane reakcije.

DEFINICIJA

Kemijska reakcija nazivaju se transformacije tvari u kojima dolazi do promjene njihova sastava i (ili) strukture.

Najčešće se pod kemijskim reakcijama podrazumijevaju procesi pretvaranja polaznih tvari (reagensa) u konačne tvari (produkte).

Kemijske reakcije zapisuju se pomoću kemijskih jednadžbi koje sadrže formule polaznih tvari i reakcijskih produkata. Prema zakonu očuvanje mase, broj atoma svakog elementa na lijevoj i desnoj strani kemijske jednadžbe je isti. Obično se formule polaznih tvari pišu na lijevoj strani jednadžbe, a formule proizvoda na desnoj. Jednakost broja atoma svakog elementa na lijevoj i desnoj strani jednadžbe postiže se stavljanjem cjelobrojnih stehiometrijskih koeficijenata ispred formula tvari.

Kemijske jednadžbe mogu sadržavati dodatne informacije o karakteristikama reakcije: temperatura, tlak, zračenje itd., što je označeno odgovarajućim simbolom iznad (ili "ispod") znaka jednakosti.

Sve kemijske reakcije mogu se grupirati u nekoliko klasa, koje imaju određene karakteristike.

Podjela kemijskih reakcija prema broju i sastavu polaznih i nastalih tvari

Prema ovoj klasifikaciji kemijske reakcije dijele se na reakcije spajanja, razgradnje, supstitucije i izmjene.

Kao rezultat reakcije spojeva od dvije ili više (složenih ili jednostavnih) tvari nastaje jedna nova tvar. Općenito, jednadžba za takvu kemijsku reakciju izgledat će ovako:

Na primjer:

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3) 2

SO3 + H2O = H2SO4

2Mg + O 2 = 2MgO.

2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3

Reakcije spoja su u većini slučajeva egzotermne, tj. nastaviti s oslobađanjem topline. Ako u reakciji sudjeluju jednostavne tvari, onda su takve reakcije najčešće redoks reakcije (ORR), tj. nastaju s promjenama oksidacijskih stanja elemenata. Nemoguće je jednoznačno reći hoće li se reakcija spoja između složenih tvari klasificirati kao ORR.

Reakcije koje rezultiraju stvaranjem nekoliko drugih novih tvari (složenih ili jednostavnih) iz jedne složene tvari klasificiraju se kao reakcije razgradnje. Općenito, jednadžba za kemijsku reakciju razgradnje izgledat će ovako:

Na primjer:

CaCO 3 CaO + CO 2 (1)

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

CuSO 4 × 5H 2 O = CuSO 4 + 5H 2 O (3)

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

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

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

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

Većina reakcija razgradnje događa se zagrijavanjem (1,4,5). Moguće raspadanje pod utjecajem električne struje (2). Razgradnja kristalnih hidrata, kiselina, baza i soli kiselina koje sadrže kisik (1, 3, 4, 5, 7) odvija se bez promjene oksidacijskih stanja elemenata, tj. ove reakcije nisu povezane s ODD. ORR reakcije razgradnje uključuju razgradnju oksida, kiselina i soli koje tvore elementi u više stupnjeve oksidacija (6).

Reakcije razgradnje također se nalaze u organskoj kemiji, ali pod drugim nazivima - krekiranje (8), dehidrogenacija (9):

C18H38 = C9H18 + C9H20 (8)

C4H10 = C4H6 + 2H2 (9)

Na supstitucijske reakcije jednostavna tvar međudjeluje sa složenom tvari, tvoreći novu jednostavnu i novu složenu tvar. Općenito, jednadžba za reakciju kemijske supstitucije izgledat će ovako:

Na primjer:

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

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

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

2KlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Sl 2 (4)

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

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

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

Većina reakcija supstitucije su redoks (1 – 4, 7). Malo je primjera reakcija razgradnje u kojima ne dolazi do promjene oksidacijskih stanja (5, 6).

Reakcije razmjene su reakcije koje se događaju između složenih tvari u kojima one izmjenjuju svoje komponente. Obično se ovaj izraz koristi za reakcije koje uključuju ione koji se nalaze u vodena otopina. Općenito, jednadžba za reakciju kemijske izmjene izgledat će ovako:

AB + CD = AD + CB

Na primjer:

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

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

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

AgNO 3 + KBr = AgBr ↓ + KNO 3 (4)

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

Reakcije izmjene nisu redoks. Poseban slučaj ovih reakcija izmjene je reakcija neutralizacije (reakcija kiselina s lužinama) (2). Reakcije izmjene odvijaju se u smjeru gdje se barem jedna od tvari uklanja iz reakcijske sfere u obliku plinovite tvari (3), taloga (4, 5) ili slabo disocirajućeg spoja, najčešće vode (1, 2). ).

Klasifikacija kemijskih reakcija prema promjenama oksidacijskih stanja

Ovisno o promjeni oksidacijskih stanja elemenata koji čine reagense i produkte reakcije, sve kemijske reakcije dijele se na redoks reakcije (1, 2) i one koje se odvijaju bez promjene oksidacijskog stanja (3, 4).

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

Mg 0 – 2e = Mg 2+ (redukcijsko sredstvo)

C 4+ + 4e = C 0 (oksidacijsko sredstvo)

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

Fe 2+ -e = Fe 3+ (redukcijsko sredstvo)

N 5+ +3e = N 2+ (oksidacijsko sredstvo)

AgNO 3 +HCl = AgCl ↓ + HNO 3 (3)

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

Klasifikacija kemijskih reakcija prema toplinskom učinku

Ovisno o tome oslobađa li se ili apsorbira toplina (energija) tijekom reakcije, sve kemijske reakcije se konvencionalno dijele na egzotermne (1, 2) i endotermne (3). Količina topline (energije) oslobođena ili apsorbirana tijekom reakcije naziva se toplinski učinak reakcije. Ako jednadžba pokazuje količinu oslobođene ili apsorbirane topline, onda se takve jednadžbe nazivaju termokemijskim.

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

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

N 2 + O 2 = 2NO – 90,4 kJ (3)

Podjela kemijskih reakcija prema smjeru reakcije

Na temelju smjera reakcije razlikuju se reverzibilni (kemijski procesi čiji produkti mogu međusobno reagirati pod istim uvjetima u kojima su dobiveni da bi se dobile polazne tvari) i ireverzibilni (kemijski procesi čiji produkti nisu sposobni međusobno reagirati stvarajući polazne tvari).

Za reverzibilne reakcije, jednadžba se u općem obliku obično piše na sljedeći način:

A + B ↔ AB

Na primjer:

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

Primjeri ireverzibilnih reakcija uključuju sljedeće reakcije:

2KlO 3 → 2Kl + ZO 2

C 6 H 12 O 6 + 6 O 2 → 6CO 2 + 6 H 2 O

Dokaz ireverzibilnosti reakcije može biti oslobađanje plinovite tvari, taloga ili slabo disocirajućeg spoja, najčešće vode, kao produkta reakcije.

Podjela kemijskih reakcija prema prisutnosti katalizatora

S tog gledišta razlikuju se katalitičke i nekatalitičke reakcije.

Katalizator je tvar koja ubrzava odvijanje kemijske reakcije. Reakcije koje se odvijaju uz sudjelovanje katalizatora nazivaju se katalitičke. Neke se reakcije uopće ne mogu odvijati bez prisutnosti katalizatora:

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

Često jedan od produkata reakcije služi kao katalizator koji ubrzava ovu reakciju (autokatalitičke reakcije):

MeO+ 2HF = MeF 2 + H 2 O, gdje je Me metal.

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

Za formiranje aktivnog kompleksa potrebno je prevladati određenu energetsku barijeru, trošeći energiju E A. Ta energija je aktivacijska energija je neki višak energije, u usporedbi s prosječnom energijom na određenoj temperaturi, koju molekule moraju imati da bi njihovi sudari bili učinkoviti.

U općem slučaju, za kemijsku reakciju A + B = C + D, prijelaz iz početnih tvari A i B u produkte reakcije C i D kroz stanje aktivnog kompleksa A + B = A¼B = C + D može shematski prikazati u obliku energetskih dijagrama (sl. 6.2).

Obično reakcije između tvari s jakim kovalentne veze karakteriziraju velike vrijednosti E A i odvijaju se sporo, na primjer:

Niske vrijednosti E A i vrlo velike brzine karakteriziraju ionske interakcije u otopinama elektrolita. Na primjer:

Ca +2 + SO = CaSO 4.

To se objašnjava činjenicom da se ioni suprotnog naboja međusobno privlače i nije potrebna energija da bi se prevladale sile odbijanja čestica koje međusobno djeluju.

Utjecaj katalizatora

Promjena brzine reakcije pod utjecajem malih dodataka posebnih tvari, čija se količina ne mijenja tijekom procesa, naziva se kataliza.

Tvari koje mijenjaju brzinu kemijske reakcije nazivaju se katalizatori(tvari koje mijenjaju brzinu kemijskih procesa u živim organizmima – enzimi). Katalizator se ne troši u reakcijama i ne ulazi u konačne proizvode.

Kemijske reakcije koje se odvijaju u prisutnosti katalizatora nazivaju se katalitičke reakcije. Postoji pozitivna kataliza - u prisutnosti katalizatora brzina kemijske reakcije raste - i negativna kataliza (inhibicija) - u prisutnosti katalizatora (inhibitora) brzina kemijske reakcije se usporava.

1. Oksidacija sumpornog dioksida u prisutnosti platinskog katalizatora:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 – pozitivna kataliza.

2. Usporavanje procesa stvaranja klorovodika u prisutnosti kisika:

H 2 + Cl 2 = 2HCl – negativna kataliza.

postoje: a) homogena kataliza - reaktanti i katalizator čine jednofazni sustav; b) heterogena kataliza – reaktanti i katalizator čine sustav različitih faza.

Mehanizam djelovanja katalizatora. Mehanizam djelovanja pozitivnih katalizatora svodi se na smanjenje aktivacijske energije reakcije. U tom slučaju nastaje aktivni kompleks s više niska razina energije i brzina kemijske reakcije jako raste. Na sl. Slika 6.3 prikazuje energetski dijagram kemijske reakcije koja se odvija u odsutnosti (1) i u prisutnosti (2) katalizatora.

Ako se spora reakcija A + B = AB provodi u prisutnosti katalizatora K, tada katalizator ulazi u kemijsku interakciju s jednom od polaznih tvari, tvoreći krhki intermedijarni spoj: A + K = AK.

Energija aktivacije ovog procesa je niska. Intermedijarni AA je reaktivan, reagira s drugim početni materijal, u kojem slučaju se katalizator oslobađa i napušta reakcijsku zonu:

Zbrajajući oba procesa, dobivamo jednadžbu za reakciju koja se brzo odvija: A + B + (K) = AB + (K).

Primjer. Oksidacija sumporovog dioksida uz sudjelovanje NO katalizatora: 2SO 2 + O 2 = 2SO 3 – spora reakcija;

Uvođenjem katalizatora - NO - nastaje intermedijarni spoj: 2NO + O 2 = 2NO 2.

U heterogenoj katalizi, učinak ubrzanja povezan je s adsorpcijom. Adsorpcija je pojava upijanja plinova, para, otopljenih tvari površinom čvrsta. Površina katalizatora je heterogena. Na njemu se nalaze takozvani aktivni centri, na kojima dolazi do adsorpcije tvari koje reagiraju, što povećava njihovu koncentraciju.

Postoje i tvari koje pojačavaju učinak katalizatora, iako same po sebi nisu katalizatori. Te se tvari nazivaju promotori.

KEMIJSKA RAVNOTEŽA