Cietie izejmateriāli var reaģēt viens ar otru un telpiski atdalīti. Šajā sakarā, atšķirībā no parastajām cietās fāzes reakcijām, nav nepieciešams izmantot izejvielas stehiometriskos daudzumos. Galaproduktam, neatkarīgi no izejvielu attiecības, būs stehiometrisks sastāvs.
Cietie izejmateriāli un reakcijas produkti neietekmē neviendabīgā ķīmiskā līdzsvara maiņu.
Cietie izejmateriāli var reaģēt viens ar otru un telpiski atdalīti. Šajā sakarā bij. Galaproduktam, neatkarīgi no izejvielu attiecības, būs stehiometrisks sastāvs.
Reakcijas starp cietajiem izejmateriāliem var paātrināt tāpēc, ka cietās vielas saistās viena ar otru caur transportēšanas reakciju. Var paredzēt, ka šis princips tiks pārnests uz daudzām reakcijām starp cietām vielām. Tajā pašā laikā īpaši labvēlīgi ir tas, ka ir iespējams izvēlēties atbilstošas ​​transportēšanas reakcijas, pamatojoties uz vienkāršām teorētiskām koncepcijām.
Cietā izejmateriāla slogoto daļiņu granulometriskais sastāvs un procesa hidrodinamiskais režīms nemainās.
Ķīmiskajā reakcijā piedalās tikai tās cietās izejvielas AI molekulas, kas nonāk adsorbcijas centros, kas piepildīti ar vielu AZ.
Tādējādi kausējuma sastāvu ar nepārtrauktu cieto izejvielu padevi nosaka attiecība PiSy / p2sH, un ar dažāda izmēra kaļķa un oglekļa gabaliņiem mēs iegūsim dažādus kausējuma sastāvus.
Lai iegūtu ūdens ekstraktu, 50 - 80 mg cietā izejmateriāla vairākas minūtes vāra ar 3 ml ūdens, kas tiek papildināts pa pilienam, šķīdumam iztvaikojot. Ūdens ekstrakts, kuram ir neitrāla reakcija (neitrāls ūdens ekstrakts), var saturēt traucējošus katjonus, kas jānoņem ar sodu tāpat, kā tas tiek darīts, ja pētāmais objekts ir šķidrums (sk. lpp. Sārmaina neitralizācijas rezultātā (pēc iedarbības ar soda) šķidrumu un atdalot nogulsnes, iegūst sagatavoto šķīdumu.
Sudraba oksalāta noārdīšanās ātruma un laika līknes. G110 S. punkti norāda eksperimentu rezultātus bez pārtraukumiem, apļi norāda eksperimentus ar 60 minūšu pārtraukumiem. (/ un 30 minūtes (/ /. Šādi eksperimenti vienlaikus parāda, ka ar vienkāršu cieta izejmateriāla sajaukšanu ar cietu produktu var nepietikt, lai noteiktu tā autokatalītisko efektu.
Ķīmiskā tehnoloģiskais process, kurā pa aparāta apakšā esošajām atverēm tiek izpūstas gāzveida izejvielas, un tajā esošās cietās izejvielas it kā vārās, visu laiku atrodoties suspendētā stāvoklī. Šajā gadījumā reakcijas notiek pašā verdošā slānī.
Ķīmiķis ir tehnoloģisks process, kurā gāzveida izejvielas tiek izpūstas caur caurumiem aparāta apakšā, un tajā esošās cietās izejvielas it kā vārās, pastāvīgi atrodoties suspensijā. Šajā gadījumā reakcijas notiek pašā verdošā slānī.
Tipiskās līknes a f (t no cietvielu termiskās disociācijas procesa. Skaidrojumi sniegti tekstā. Raksturojot termiskās disociācijas gaitu, reakcijas ātrumu visbiežāk padara atkarīgu no cietās fāzes sastāva, ko izsaka ar cietās izejvielas transformācija (sadalīšanās) a. VIII att.- 12. attēlā parādītas tipiskākās a atkarības no reakcijas laika.
Tabulā 22 apkopoti dati par iespēju atrast anjonus iepriekš aprakstītajās analītiskajās frakcijās, kas iegūti, sagatavojot šķīdumu no analizējamās cietās izejvielas.

Mangāna oksalāta dihidrāta dehidratācijā, kas pētīta no Volmera teorijas viedokļa, kurai amorfa produkta veidošanās un sekojoša kristalizācija tika pierādīta ar rentgenstaru difrakciju, tika novērota cieta, amorfa produkta kodolu augšana. pirms kristāliska produkta veidošanās, kas izrādās īpašs katalītiskās īpašības saskarnes: cietais izejmateriāls/cietais produkts un radiogrāfiskajam amorfajam stāvoklim. Tomēr amorfā produkta kristalizācija var būt svarīga, lai izskaidrotu ātruma atkarību no tvaika spiediena kristālisko hidrātu sadalīšanās laikā. Šādos gadījumos ūdens molekulām grūti iekļūstoša amorfa produkta slāņa veidošanās var izraisīt reakcijas ātruma samazināšanos.
Ft - cieto vielu plūsma, kas nonāk aparātā, kg/stundā; Fg (0) - gāzveida vielas plūsma, kas nonāk aparātā, kg/stundā; Fg - gāzveida vielas plūsma, kas nonāk ķīmiskā mijiedarbībā, kg/stundā; Fr ir tilpums, ko aparāta reakcijas tilpumā aizņem gāzes fāze, m3; GT ir cietās izejvielas svars aparāta reakcijas tilpumā, kg; GT ir gāzveida izejvielas svars aparāta reakcijas tilpumā, kg; скв - ekvivalenta gāzveida izejvielas koncentrācija aparāta reakcijas tilpumā, kg/m8; a ir stehiometriskais pārejas koeficients no vielas plūsmas Ft uz plūsmu Fg; &g, / sg - cietās un gāzveida fāzes izkraušanas koeficienti, l / stundā; K ir reakcijas ātruma konstante; F (n) - funkcija, kas atspoguļo reakcijas secību; X - izejas koordināte (temperatūra); Ta ir aparāta reakcijas tilpuma termiskā modeļa laika konstante; K7 ir aparāta reakcijas tilpuma termiskā modeļa pastiprinājuma koeficients.
Maisījumu, kurā bija 5 1 g ciklopentadienilmangāna trikarbonila, 13 7 g fosfora trihlorīda, 4 25 g alumīnija hlorīda un 15 ml izopentāna, enerģiski maisot karsēja un 3 stundas turēja 45 - 50 C temperatūrā. Pirms karsēšanas maisījums ir cieto izejvielu suspensija šķīdumā dzeltena krāsa.
Ir svarīgi noteikt, kuru jonu paraugā trūkst. Iepriekšējās pārbaudes) galvenokārt veic ar cietām izejvielām, šķīdumus iztvaicē.
Ļoti bieži izejmateriāla šķīšanas ātrums ir tik nenozīmīgs vai reakcijas produkts ir tik vāji šķīstošs, ka jaunā fāze blīvi nogulsnējas uz sākotnējās un līdz ar to tās ārējā forma atkārto sākotnējās vielas formu. Šādas pārvērtības, kas notiek cietā izejmateriāla saskarnē un noved pie cietu galaproduktu veidošanās, sauc par topoķīmiskām reakcijām šī vārda šaurā nozīmē. Atšķirībā no reakcijām, kas notiek šķīduma masā, reakcijas produktu dispersijas pakāpe šajā gadījumā ir līdzīga izejvielu dispersijai. Tāpēc topoķīmiskā izskatīšanas metode ir īpaša, bet piemērojama katalizatoru aprakstam, metālu elektrolītiskajai atdalīšanai un korozijas jautājumos.
Ja tvaika spiediens veicina reakcijas starp cietām vielām, tad mums vajadzētu sagaidīt to pašu ķīmisko transporta reakciju gadījumā. Kādas iespējas nodrošina transportēšanas reakcijas kā cieto izejvielu mijiedarbības līdzeklis?
Cietās fāzes reakcijās transformācija var sākties tikai fāzes lielākajā daļā un pēc tam attīstīties saskarnē starp jauno un veco fāzi. Tādas reakcijas, kurās transformācijas zona jeb fronte iet gar saskarni starp cieto izejmateriālu un cieto produktu, sauc par topoķīmiskām. Šādu reakciju piemērs ir kristālisko hidrātu atmosfēras iedarbība. Faradejs arī pamanīja, ka labi izgriezti caurspīdīgi Cu2SO4 - 5H2O kristāli ilgstoši nezaudē ūdeni sausā gaisā. Ja uz to virsmas tiek uzklāts skrāpējums vai izveidots lūzums, tad uzreiz sākas strauja kristāla dehidratācija, kas vienmēr izplatās no bojātās vietas.
Tas, ka daudzus anjonus var noteikt daļēji, nenozīmē, ka anjonu atklāšana ir vieglāks uzdevums nekā katjonu atklāšana. Pat ar ierobežoto anjonu skaitu, kas tiek pētīts šajā mācību grāmatā, analīze ir ļoti sarežģīta, ja izejmateriāls ir cieta viela, kas nešķīst ūdenī. Šāda viela jāapstrādā ar sodas ekstraktu, kas darbā ir saistīts ar vairākām komplikācijām.
Rakstot reakcijas starp elektrolītu šķīdumiem, katru reizi ir jāiedomājas, vai ir kāds iemesls, kas traucē šīs vai citas reakcijas faktiskai norisei. Piemēram, ja elektrolīta šķīdums mijiedarbojas ar cietām vielām un viens no produktiem ir nedaudz šķīstošs, tad reakcija var ātri apstāties, jo uz cietās izejvielas virsmas veidojas arī cieta reakcijas produkta slānis. novēršot tās turpmāko progresu. Tāpēc, lai iegūtu oglekļa dioksīdu, iedarbojoties ar skābi uz marmora, viņi izmanto sālsskābi, nevis sērskābe, jo sērskābes gadījumā marmors ātri pārklājas ar ģipša slāni (CaSO4 - 2H2O) un reakcija praktiski nenotiek.
Lai reaģētu ar bismutu ar fluoru, tiek izmantots verdošā slāņa reaktors. No tehnoloģijas pārņemtajai verdošā slāņa sintēzes tehnikai ir šādas priekšrocības: ātra termiskā līdzsvara izveidošana reakcijas maisījumā, cieto reakcijas produktu nesaķepināšanas trūkums, laba siltuma apmaiņa ar caurules sieniņām, liela virsmas laukums. cietie izejmateriāli un tāpēc ātra pārveide.
Sistēmai g - t fāžu saskares virsmas pieaugums tiek panākts, slīpējot cieto fāzi. Gāzveida viela nonāk saskarē ar sasmalcinātu izejmateriālu dažādos veidos, piemēram, īpaša lieta vielas tiek novietotas uz reaktora plauktiem, un gāzes plūsma virzās virs plauktiem. Citos gadījumos smalki sadalītu cieto izejmateriālu izsmidzina gāzveida izejmateriāla plūsmā dobā tilpumā; Šādi tiek sadedzināta pulverveida degviela tvaika katlu krāsnīs.
Ātros rūpnieciskos procesos reakcijas cieto vielu maisījumos parasti notiek ar ātrumu, kas ir tūkstošiem reižu lielāks, nekā tas būtu iespējams ar cieto fāžu tiešu mijiedarbību. Iegūtā produkta slāņa biezums ir gandrīz vienāds visā graudu virsmā, ko tas pārklāj. Tas izskaidrojams ar to, ka reakcijas, kas notiek starp cietajām izejvielām, faktiski notiek, piedaloties gāzveida vai šķidrām fāzēm.
Cietās fāzes reakciju ķīmijas attīstībā bieži radās diskusijas par to, vai cietas vielas var reaģēt viena ar otru bez šķidruma vai gāzes līdzdalības. Šis jautājums tagad ir atrisināts par labu tīri cietas fāzes reakciju pastāvēšanai. Tomēr interesanti ir tas, ka vairākās pārvērtībās ar cietiem izejmateriāliem var parādīt, ka kāda šķidra vai gāzveida fāze tomēr piedalās kā reakcijas starpnieks. Tomēr no vispārinājumiem šajā jomā ir jāizvairās, gluži pretēji, ir nepieciešams eksperimentāli izpētīt sistēmas stāvokli katrā atsevišķā gadījumā. Budņikovs un Ginstlings veica šādus pētījumus īpaši detalizēti.
Ja naftas un gāzes veidošanās sākotnējās vielas problēmu var uzskatīt par atrisinātu kopumā, tad naftas un gāzes veidošanās mehānisma problēmai, kas ir galvenā, joprojām ir nepieciešams detalizēts risinājums. Kopējais organisko vielu, nogulumiežu un ogļūdeņražu (HC) sastāvs ir svarīgs arguments par labu naftas un gāzes biosfēras avotam. Acīmredzama ir arī siltumenerģijas (apkures) nozīme šķidro un gāzveida ogļūdeņražu ražošanā no cieta izejmateriāla. Šie apstākļi ļāva izveidot koncepciju par ogļūdeņražu ražošanas centriem un formulēt idejas par gāzes un naftas veidošanās galvenajām fāzēm, kas ir kļuvušas plaši izplatītas visā pasaulē.

Reakciju ātrums, kas notiek bez gāzveida un šķidrās fāzes līdzdalības, ir tik zems, ka tām nevar būt liela praktiska nozīme ātros rūpnieciskos procesos. Bet praksē reakcijas cieto vielu maisījumos parasti notiek ar ātrumu tūkstošiem reižu vairāk, nekā tas būtu iespējams ar tiešu cieto vielu mijiedarbību. Iegūtā produkta slāņa biezums ir gandrīz vienāds visā graudu virsmā, ko tas pārklāj. Tas izskaidrojams ar to, ka reakcijas, kas notiek starp cietajām izejvielām, faktiski notiek, piedaloties gāzveida vai šķidrām fāzēm.
Šādu reakciju ātrums, kas notiek bez gāzveida un šķidrās fāzes līdzdalības, ir tik zems, ka tām nevar būt liela praktiska nozīme ātros rūpnieciskos procesos, ko veic, it īpaši sāļu ražošanā. Praksē reakcijas cieto vielu maisījumos parasti notiek ar ātrumu, kas ir tūkstošiem reižu lielāks, nekā tas būtu iespējams ar cietu vielu tiešo mijiedarbību. Iegūtā produkta slāņa biezums ir gandrīz vienāds visā graudu virsmā, ko tas pārklāj. Tas izskaidrojams ar to, ka reakcijas, kas notiek starp cietajām izejvielām, faktiski notiek, piedaloties gāzveida vai šķidrām fāzēm.
Reakciju ātrums, kas notiek bez gāzveida un šķidrās fāzes līdzdalības, ir tik zems, ka tām nevar būt liela praktiska nozīme ātros rūpnieciskos procesos. Bet praksē reakcijas cieto vielu maisījumos parasti norit tūkstošiem reižu lielāki, vai arī nekā tas būtu iespējams ar tiešu cietvielu mijiedarbību. Iegūtā produkta slāņa biezums ir gandrīz vienāds visā graudu virsmā, ko tas pārklāj. Tas izskaidrojams ar to, ka reakcijas, kas notiek starp cietajām izejvielām, faktiski notiek, piedaloties gāzveida vai šķidrām fāzēm.
Tas ir neticami, ka šie spiedes spriegumi, saistībā ar kuriem cietvielas ir spēcīgāki nekā attiecībā pret spriegumu, ir sasnieguši mikroskopisko kristālu iznīcināšanai nepieciešamo vērtību. Tiešie eksperimenti, lai izpētītu kālija permanganāta sadalīšanās ātruma atkarību no virsmas lieluma, kas ir apgriezti propo. Tas parāda, ka pati sadrumstalotība ne vienmēr ir novērotā reakcijas paātrinājuma cēlonis. Cietu vielu reakcijas paātrinājuma izskaidrošana ar sazarotu ķēdes reakciju esamību arī sastopas ar dažām grūtībām. Apstākļi cietajā fāzē būtiski atšķiras no gāzes vai šķidrās fāzes apstākļiem to neviendabīguma dēļ. Ja pastāv ķēdes mehānisms, tad šāda reakcija joprojām aprobežojas ar saskarni starp cieto izejmateriālu un reakcijas produktu. Līdz ar to pat ķēdes mehānisma klātbūtnē rodas jautājums par saskarnes īpašo īpašību cēloņiem: sākotnējā cietā viela / cietais produkts.

IN mūsdienu zinātne atšķirt ķīmiskās un kodolreakcijas, kas notiek izejvielu mijiedarbības rezultātā, ko parasti sauc par reaģentiem. Rezultātā citi ķīmiskās vielas, ko sauc par produktiem. Visas mijiedarbības notiek noteiktos apstākļos (temperatūra, starojums, katalizatoru klātbūtne utt.). Reaģentu atomu kodoli ķīmiskās reakcijas nemainiet. Kodolpārveidojumos veidojas jauni kodoli un daļiņas. Ir vairākas dažādas pazīmes, pēc kurām nosaka ķīmisko reakciju veidus.

Klasifikācija var būt balstīta uz izejvielu un iegūto vielu skaitu. Šajā gadījumā visu veidu ķīmiskās reakcijas iedala piecās grupās:

1. Sadalīšanās (no vienas vielas tiek iegūtas vairākas jaunas), piemēram, sadalīšanās, karsējot kālija hlorīdā un skābeklī: KCLO3 → 2KCL + 3O2.
2. Savienojumi (divi vai vairāki savienojumi veido vienu jaunu), mijiedarbojoties ar ūdeni, kalcija oksīds pārvēršas kalcija hidroksīdā: H2O + CaO → Ca(OH)2;
3. Aizvietošana (produktu skaits ir vienāds ar izejvielu skaitu, kurās viens komponents ir aizstāts ar citu), dzelzs vara sulfātā, aizstājot varu, veido dzelzs sulfātu: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu.
4. Dubultā apmaiņa (divu vielu molekulas apmainās ar daļām, kas tās atstāj), metāli un anjoni apmainās, veidojot nogulsnētu sudraba jodīdu un kadija nitrātu: KI + AgNO3 → AgI↓ + KNO3.
5. Polimorfā transformācija (viela pāriet no vienas kristāliskas formas uz citu), karsējot, krāsainais jodīds pārvēršas dzeltenā dzīvsudraba jodīdā: HgI2 (sarkans) ↔ HgI2 (dzeltens).

Ja ķīmiskās pārvērtības tiek uzskatītas, pamatojoties uz elementu oksidācijas stāvokļa izmaiņām reaģējošajās vielās, ķīmisko reakciju veidus var iedalīt grupās:

1. Mainoties oksidācijas pakāpei - redoksreakcijas (ORR). Kā piemēru varam aplūkot dzelzs mijiedarbību ar sālsskābi: Fe + HCL → FeCl2 + H2, kā rezultātā dzelzs (reducētāja, kas nodod elektronus) oksidācijas pakāpe mainījās no 0 uz -2 un ūdeņradim. (oksidētājs, kas pieņem elektronus) no +1 līdz 0 .
2. Nemainot oksidācijas pakāpi (t.i., ne ORR). Piemēram, ūdeņraža bromīda skābju-bāzes reakcija ar nātrija hidroksīdu: HBr + NaOH → NaBr + H2O, šādu reakciju rezultātā veidojas sāls un ūdens, un oksidācijas stāvokļi. ķīmiskie elementi izejvielās iekļautās nemainās.

Ja ņemam vērā plūsmas ātrumu uz priekšu un atpakaļ, tad visu veidu ķīmiskās reakcijas var iedalīt arī divās grupās:

1. Atgriezeniski - tie, kas vienlaikus plūst divos virzienos. Lielākā daļa reakciju ir atgriezeniskas. Kā piemēru var minēt oglekļa dioksīda izšķīšanu ūdenī, veidojoties nestabilai ogļskābei, kas sadalās izejvielās: H2O + CO2 ↔ H2CO3.
2. Neatgriezeniski - plūst tikai uz priekšu, pēc vienas no izejvielām pilnīgas izlietošanas tās tiek pabeigtas, pēc tam ir tikai produkti un pārpalikumā uzņemtā izejviela. Parasti viens no produktiem ir nogulsnēta nešķīstoša viela vai atbrīvota gāze. Piemēram, sērskābes un bārija hlorīda mijiedarbības laikā: H2SO4 + BaCl2 + → BaSO4↓ + 2HCl, nešķīstošas ​​nogulsnes

Organiskajā ķīmijā ķīmisko reakciju veidus var iedalīt četrās grupās:

1. Aizvietošana (vienu atomu vai atomu grupas aizstāj ar citiem), piemēram, hloretānam reaģējot ar nātrija hidroksīdu, veidojas etanols un nātrija hlorīds: C2H5Cl + NaOH → C2H5OH + NaCl, tas ir, hlora atoms tiek aizstāts ar ūdeņradi. atoms.
2. Papildinājums (divas molekulas reaģē un izveido vienu), piemēram, broms pievienojas dubultsaites pārrāvuma vietā etilēna molekulā: Br2 + CH2=CH2 → BrCH2—CH2Br.
3. Eliminācija (molekula sadalās divās vai vairākās molekulās), piemēram, noteiktos apstākļos etanols sadalās etilēnā un ūdenī: C2H5OH → CH2=CH2 + H2O.
4. Pārkārtošanās (izomerizācija, kad viena molekula pārvēršas par otru, bet tajā esošo atomu kvalitatīvais un kvantitatīvais sastāvs nemainās), piemēram, 3-hlorrutēn-1 (C4H7CL) pārvēršas par 1 hlorbutēnu-2 (C4H7CL). ). Šeit hlora atoms pārgāja no trešā oglekļa atoma ogļūdeņražu ķēdē uz pirmo, un dubultsaite savienoja pirmo un otro oglekļa atomu, un pēc tam sāka savienot otro un trešo atomu.

Ir zināmi arī citi ķīmisko reakciju veidi:

1. Tie rodas ar absorbciju (endotermiski) vai siltuma izdalīšanos (eksotermiski).
2. Pēc mijiedarbības reaģentu vai izveidoto produktu veida. Mijiedarbība ar ūdeni - hidrolīze, ar ūdeņradi - hidrogenēšana, ar skābekli - oksidēšana vai sadegšana. Ūdens izvadīšana ir dehidratācija, ūdeņraža dehidrogenēšana utt.
3. Atbilstoši mijiedarbības apstākļiem: katalizatoru klātbūtnē (katalītisko), zemu vai paaugstināta temperatūra, mainoties spiedienam, gaismā utt.
4. Pēc reakcijas mehānisma: jonu, radikālas vai ķēdes reakcijas.

DEFINĪCIJA

Ķīmiskā reakcija sauc par vielu pārvērtībām, kurās notiek izmaiņas to sastāvā un (vai) struktūrā.

Visbiežāk ķīmiskās reakcijas tiek saprastas kā izejvielu (reaģentu) pārvēršanas process gala vielās (produktos).

Ķīmiskās reakcijas tiek uzrakstītas, izmantojot ķīmiskos vienādojumus, kas satur izejvielu un reakcijas produktu formulas. Saskaņā ar likumu masas saglabāšana, katra elementa atomu skaits ķīmiskā vienādojuma kreisajā un labajā pusē ir vienāds. Parasti izejvielu formulas ir rakstītas vienādojuma kreisajā pusē, bet produktu formulas - labajā pusē. Katra elementa atomu skaita vienādība vienādojuma kreisajā un labajā pusē tiek panākta, vielu formulu priekšā novietojot veselus stehiometriskos koeficientus.

Ķīmiskie vienādojumi var saturēt papildu informāciju par reakcijas raksturlielumiem: temperatūru, spiedienu, starojumu utt., ko norāda ar atbilstošo simbolu virs (vai “zem”) vienādības zīmes.

Visas ķīmiskās reakcijas var iedalīt vairākās klasēs, kurām ir noteiktas īpašības.

Ķīmisko reakciju klasifikācija pēc izejvielu un iegūto vielu skaita un sastāva

Saskaņā ar šo klasifikāciju ķīmiskās reakcijas iedala savienojuma, sadalīšanās, aizstāšanas un apmaiņas reakcijās.

Rezultātā saliktas reakcijas no divām vai vairākām (sarežģītām vai vienkāršām) vielām veidojas viena jauna viela. Kopumā šādas ķīmiskās reakcijas vienādojums izskatīsies šādi:

Piemēram:

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

2Mg + O 2 = 2MgO.

2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3

Savienojuma reakcijas vairumā gadījumu ir eksotermiskas, t.i. turpiniet ar siltuma izdalīšanos. Ja reakcijā ir iesaistītas vienkāršas vielas, tad šādas reakcijas visbiežāk ir redoksreakcijas (ORR), t.i. rodas, mainoties elementu oksidācijas pakāpēm. Nav iespējams viennozīmīgi pateikt, vai savienojuma reakcija starp sarežģītām vielām tiks klasificēta kā ORR.

Reakcijas, kuru rezultātā no vienas sarežģītas vielas veidojas vairākas citas jaunas vielas (sarežģītas vai vienkāršas), tiek klasificētas kā sadalīšanās reakcijas. Kopumā sadalīšanās ķīmiskās reakcijas vienādojums izskatīsies šādi:

Piemēram:

CaCO 3 CaO + CO 2 (1)

2H2O = 2H2+O2 (2)

CuSO 4 × 5H 2 O = CuSO 4 + 5H 2 O (3)

Cu(OH)2 = CuO + H2O (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)

Lielākā daļa sadalīšanās reakciju notiek karsējot (1,4,5). Iespējama sadalīšanās elektriskās strāvas ietekmē (2). Skābekli saturošu skābju (1, 3, 4, 5, 7) kristālisko hidrātu, skābju, bāzu un sāļu sadalīšanās notiek, nemainot elementu oksidācijas pakāpes, t.i. šīs reakcijas nav saistītas ar ODD. ORR sadalīšanās reakcijas ietver oksīdu, skābju un sāļu sadalīšanos, ko veido elementi augstākas pakāpes oksidēšana (6).

Sadalīšanās reakcijas ir sastopamas arī organiskajā ķīmijā, bet ar citiem nosaukumiem - krekinga (8), dehidrogenēšana (9):

C18H38 = C9H18 + C9H20 (8)

C4H10 = C4H6 + 2H2 (9)

Plkst aizstāšanas reakcijas vienkārša viela mijiedarbojas ar sarežģītu vielu, veidojot jaunu vienkāršu un jaunu sarežģītu vielu. Kopumā ķīmiskās aizvietošanas reakcijas vienādojums izskatīsies šādi:

Piemēram:

2Al + Fe2O3 = 2Fe + Al 2O 3 (1)

Zn + 2HCl = ZnСl 2 + H2 (2)

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

2КlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Сl 2 (4)

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

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

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

Lielākā daļa aizvietošanas reakciju ir redokss (1–4, 7). Ir maz tādu sadalīšanās reakciju piemēru, kurās oksidācijas stāvokļi nemainās (5, 6).

Apmaiņas reakcijas ir reakcijas, kas notiek starp sarežģītām vielām, kurās tās apmainās ar savām sastāvdaļas. Parasti šo terminu lieto reakcijām, kurās iesaistīti joni ūdens šķīdums. Kopumā ķīmiskās apmaiņas reakcijas vienādojums izskatīsies šādi:

AB + CD = AD + CB

Piemēram:

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)

Apmaiņas reakcijas nav redokss. Īpašs šo apmaiņas reakciju gadījums ir neitralizācijas reakcija (skābju reakcija ar sārmiem) (2). Apmaiņas reakcijas notiek virzienā, kurā no reakcijas sfēras tiek izņemta vismaz viena no vielām gāzveida vielas (3), nogulšņu (4, 5) vai slikti disociējoša savienojuma, visbiežāk ūdens (1, 2) veidā. ).

Ķīmisko reakciju klasifikācija pēc oksidācijas pakāpju izmaiņām

Atkarībā no reaģentus un reakcijas produktus veidojošo elementu oksidācijas pakāpju izmaiņām visas ķīmiskās reakcijas iedala redoksreakcijās (1, 2) un tajās, kas notiek, nemainot oksidācijas pakāpi (3, 4).

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

Mg 0–2e = Mg 2+ (reducētājs)

C 4+ + 4e = C 0 (oksidētājs)

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

Fe 2+ -e = Fe 3+ (reducētājs)

N 5+ +3e = N 2+ (oksidētājs)

AgNO 3 + HCl = AgCl ↓ + HNO 3 (3)

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

Ķīmisko reakciju klasifikācija pēc termiskā efekta

Atkarībā no tā, vai reakcijas laikā tiek atbrīvots vai absorbēts siltums (enerģija), visas ķīmiskās reakcijas tiek nosacīti iedalītas attiecīgi eksotermiskajās (1, 2) un endotermiskajās (3). Reakcijas laikā atbrīvoto vai absorbēto siltuma (enerģijas) daudzumu sauc par reakcijas termisko efektu. Ja vienādojums norāda izdalītā vai absorbētā siltuma daudzumu, tad šādus vienādojumus sauc par termoķīmiskiem.

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

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

N 2 + O 2 = 2 NO – 90,4 kJ (3)

Ķīmisko reakciju klasifikācija pēc reakcijas virziena

Pamatojoties uz reakcijas virzienu, izšķir atgriezeniskus (ķīmiskus procesus, kuru produkti spēj reaģēt viens ar otru tādos pašos apstākļos, kādos tie iegūti, veidojot izejvielas) un neatgriezeniskus (ķīmiskus procesus, kuru produkti nav spēj savstarpēji reaģēt, veidojot izejvielas).

Atgriezeniskām reakcijām vienādojumu vispārīgā formā parasti raksta šādi:

A + B ↔ AB

Piemēram:

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

Neatgriezenisku reakciju piemēri ir šādas reakcijas:

2КlО 3 → 2Кl + ЗО 2

C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O

Par reakcijas neatgriezeniskumu var liecināt kā reakcijas produktu izdalīšanās gāzveida viela, nogulsnes vai slikti disociējošs savienojums, visbiežāk ūdens.

Ķīmisko reakciju klasifikācija pēc katalizatora klātbūtnes

No šī viedokļa izšķir katalītiskās un nekatalītiskās reakcijas.

Katalizators ir viela, kas paātrina ķīmiskās reakcijas norisi. Reakcijas, kas notiek ar katalizatoru piedalīšanos, sauc par katalītiskām. Dažas reakcijas vispār nevar notikt bez katalizatora klātbūtnes:

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

Bieži vien viens no reakcijas produktiem kalpo kā katalizators, kas paātrina šo reakciju (autokatalītiskās reakcijas):

MeO+ 2HF = MeF 2 + H 2 O, kur Me ir metāls.

Problēmu risināšanas piemēri

1. PIEMĒRS

Glava 6

Ķīmiskā kinētika. Ķīmiskais līdzsvars.

6.1.Ķīmiskākinētika.

Ķīmiskā kinētika- Ķīmijas nozare, kas pēta ātrumus un mehānismus ķīmiskie procesi, kā arī to atkarību no dažādiem faktoriem.

Ķīmisko reakciju kinētikas izpēte ļauj gan noteikt ķīmisko procesu mehānismus, gan kontrolēt ķīmiskos procesus to praktiskajā realizācijā.

Jebkurš ķīmiskais process ir reaģentu pārvēršana reakcijas produktos:

reaģenti → pārejas stāvoklis → reakcijas produkti.

Reaģenti (sākuma materiāli) – vielas, kas nonāk ķīmiskās mijiedarbības procesā.

Reakcijas produkti– vielas, kas veidojas ķīmiskās transformācijas procesa beigās. Atgriezeniskajos procesos tiešās reakcijas produkti ir apgrieztās reakcijas reaģenti.

Neatgriezeniskas reakcijas– reakcijas, kas notiek noteiktos apstākļos gandrīz vienā virzienā (apzīmētas ar zīmi →).

Piemēram:

CaCO 3 → CaO + CO 2

Atgriezeniskas reakcijas– reakcijas, kas notiek vienlaicīgi divos pretējos virzienos (norādītas ar zīmi).

Pārejas stāvoklis (aktivizēts komplekss) ir ķīmiskās sistēmas stāvoklis, kas ir starpposms starp izejvielām (reaģentiem) un reakcijas produktiem. Šajā stāvoklī vecās ķīmiskās saites tiek sarautas un veidojas jaunas ķīmiskās saites. Pēc tam aktivētais komplekss tiek pārvērsts reakcijas produktos.

Lielākā daļa ķīmisko reakciju ir komplekss un sastāv no vairākiem posmiem, ko sauc elementāras reakcijas .

Elementāra reakcija- viens veidošanās vai pārrāvuma akts ķīmiskā saite. Elementāro reakciju kopums, kas veido ķīmisko reakciju, nosaka ķīmiskās reakcijas mehānisms.

Ķīmiskās reakcijas vienādojums parasti norāda sistēmas sākotnējo stāvokli (sākumvielas) un galīgo stāvokli (reakcijas produkti). Tajā pašā laikā faktiskais ķīmiskās reakcijas mehānisms var būt diezgan sarežģīts un ietvert vairākas elementāras reakcijas. Sarežģītas ķīmiskās reakcijas ietver atgriezenisks, paralēls, secīgs Un citas daudzpakāpju reakcijas (ķēdes reakcijas , saistītās reakcijas utt.).

Ja ķīmiskās reakcijas dažādu posmu ātrumi būtiski atšķiras, tad kompleksās reakcijas ātrumu kopumā nosaka tās lēnākās stadijas ātrums. Šo posmu (elementārā reakcija) sauc ierobežojošais posms.

Atkarībā no reaģējošo vielu fāzes stāvokļa izšķir divu veidu ķīmiskās reakcijas: viendabīgs Un neviendabīgs.

Fāze ir sistēmas daļa, kas pēc savām fizikālajām un ķīmiskajām īpašībām atšķiras no citām sistēmas daļām un ir no tām atdalīta ar saskarni. Tiek sauktas sistēmas, kas sastāv no vienas fāzes viendabīgas sistēmas, no vairākām fāzēm - neviendabīgs. Viendabīgas sistēmas piemērs varētu būt gaiss, kas ir vielu (slāpekļa, skābekļa utt.) maisījums vienā gāzes fāzē. Krīta (cieta) suspensija ūdenī (šķidrumā) ir neviendabīgas sistēmas piemērs, kas sastāv no divām fāzēm.

Attiecīgi tiek sauktas reakcijas, kurās mijiedarbojošās vielas atrodas vienā fāzē viendabīgas reakcijas. Vielu mijiedarbība šādās reakcijās notiek visā reakcijas telpas tilpumā.

Heterogēnās reakcijas ietver reakcijas, kas notiek saskarnē. Neviendabīgas reakcijas piemērs ir cinka (cietā fāze) reakcija ar sālsskābes šķīdumu (šķidrā fāze). Neviendabīgā sistēmā reakcija vienmēr notiek divu fāžu saskarnē, jo tikai šeit atrodas reaģenti. dažādas fāzes ak, viņi var sadurties viens ar otru.

Ķīmiskās reakcijas parasti izšķir pēc to molekularitāte, tie. pēc molekulu skaita, kas piedalās katrā elementārajā mijiedarbības aktā . Pamatojoties uz to, reakcijas izšķir monomolekulāras, bimolekulāras un trimolekulāras.

Monomolekulārie sauc par reakcijām, kurās elementārais akts ir vienas molekulas ķīmiska transformācija , Piemēram:

Bimolekulārais ir apsvērti reakcijas, kurās notiek elementāra darbība, kad saduras divas molekulas, piemēram:

IN trimolekulārais Reakcijās elementāra darbība notiek trīs molekulu vienlaicīgas sadursmes laikā, piemēram:

Vairāk nekā trīs molekulu sadursme vienlaikus ir gandrīz neiespējama, tāpēc lielākas molekulārās reakcijas praksē nenotiek.

Ķīmisko reakciju ātrums var ievērojami atšķirties. Ķīmiskās reakcijas var notikt ārkārtīgi lēni, visu ģeoloģisko periodu garumā, piemēram, laika apstākļu ietekmē klintis, kas attēlo alumīnijasilikātu pārveidi:

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.

ortoklāze – laukšpats, potaša kvarcs. smilšu kaolinīts (māls)

Dažas reakcijas notiek gandrīz uzreiz, piemēram, melnā pulvera sprādziens, kas ir ogļu, sēra un salpetra maisījums:

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

Ķīmiskās reakcijas ātrums kalpo kā tās rašanās intensitātes kvantitatīvs mērs.

Vispār ķīmiskās reakcijas ātrumā saprast elementāru reakciju skaitu, kas notiek laika vienībā reakcijas telpas vienībā.

Tā kā homogēniem procesiem reakcijas telpa ir reakcijas trauka tilpums, tad

viendabīgām reakcijām Ar Ķīmiskās reakcijas ātrumu nosaka vielas daudzums, kas reaģējis laika vienībā tilpuma vienībā.

Ņemot vērā, ka vielas daudzums, kas atrodas noteiktā tilpumā, raksturo vielas koncentrāciju, tad

reakcijas ātrums ir vērtība, kas norāda vienas vielas molārās koncentrācijas izmaiņas laika vienībā.

Ja pie nemainīga tilpuma un temperatūras kāda no reaģentiem koncentrācija samazinās no Ar 1 līdz Ar 2 par laika posmu no t 1 līdz t 2, tad saskaņā ar definīciju reakcijas ātrums noteiktā laika periodā (vidējais reakcijas ātrums) ir vienāds ar:

Parasti viendabīgām reakcijām ātruma dimensija V[mol/l·s].

Tā kā neviendabīgām reakcijām reakcijas telpa ir virsmas , kurā notiek reakcija, tad neviendabīgām ķīmiskām reakcijām reakcijas ātrums attiecas uz virsmas laukuma vienību, uz kuras notiek reakcija. Attiecīgi neviendabīgas reakcijas vidējam ātrumam ir šāda forma:

Kur S– virsmas laukums, uz kura notiek reakcija.

Ātruma dimensija heterogēnām reakcijām ir [mol/l·s·m2].

Ķīmiskās reakcijas ātrums ir atkarīgs no vairākiem faktoriem:

reaģējošo vielu īpašības;

reaģentu koncentrācijas;

spiediens (gāzes sistēmām);

sistēmas temperatūra;

virsmas laukums (neviendabīgām sistēmām);

katalizatora un citu faktoru klātbūtne sistēmā.

Tā kā katra ķīmiskā mijiedarbība ir daļiņu sadursmes rezultāts, koncentrācijas palielināšanās (daļiņu skaits noteiktā tilpumā) izraisa biežākas sadursmes un līdz ar to reakcijas ātruma palielināšanos. Ķīmisko reakciju ātruma atkarību no reaģentu molārajām koncentrācijām apraksta ķīmiskās kinētikas pamatlikums - masu darbības likums , ko 1865. gadā formulēja N. N. Beketovs un 1867. gadā K. M. Vāge.

Masu darbības likums skan: elementāras ķīmiskās reakcijas ātrums nemainīgā temperatūrā ir tieši proporcionāls reaģentu molāro koncentrāciju reizinājumam pakāpēs, kas vienādas ar to stehiometriskajiem koeficientiem.

Tiek saukts vienādojums, kas izsaka reakcijas ātruma atkarību no katras vielas koncentrācijas reakcijas kinētiskais vienādojums .

Jāņem vērā, ka masu iedarbības likums ir pilnībā piemērojams tikai visvienkāršākajām viendabīgām reakcijām. Ja reakcija notiek vairākos posmos, tad likums ir spēkā katram posmam, un sarežģītā ķīmiskā procesa ātrumu nosaka lēnākās reakcijas ātrums, kas ir ierobežojošais posms visu procesu.

Kopumā, ja elementāra reakcija notiek vienlaikus T vielas molekulas A Un n vielas molekulas IN:

mA + nIN = AR,

tad reakcijas ātruma vienādojums ir (kinētiskais vienādojums) ir šāda forma:

Kur k– proporcionalitātes koeficients, ko sauc ātruma konstante ķīmiskā reakcija; [ A A; [B] – vielas molārā koncentrācija B; m Un n– stehiometriskie koeficienti reakcijas vienādojumā.

Saprast reakcijas ātruma konstantes fizikālā nozīme , nepieciešams ņemt vienādojumus, kas rakstīti virs reaģējošo vielu koncentrācijām [ A] = 1 mol/l un [ IN] = 1 mol/l (vai pielīdziniet to produktu vienībai), un pēc tam:

No šejienes tas ir skaidrs reakcijas ātruma konstante k ir skaitliski vienāds ar reakcijas ātrumu, kurā reaģentu koncentrācija (vai to produkts kinētiskajos vienādojumos) ir vienāds ar vienību.

Reakcijas ātruma konstante k ir atkarīgs no reaģentu īpašībām un temperatūras, bet nav atkarīgs no reaģentu koncentrācijas.

Neviendabīgām reakcijām cietās fāzes koncentrācija netiek iekļauta ķīmiskās reakcijas ātruma izteiksmē.

Piemēram, metāna sintēzes reakcijā:

Ja reakcija notiek gāzes fāzē, tad tās ātrumu būtiski ietekmē spiediena izmaiņas sistēmā, jo spiediena izmaiņas gāzes fāzē izraisa proporcionālas koncentrācijas izmaiņas. Tādējādi spiediena palielināšanās izraisa proporcionālu koncentrācijas pieaugumu, un spiediena samazināšanās attiecīgi samazina gāzveida reaģenta koncentrāciju.

Spiediena izmaiņām praktiski nav ietekmes uz šķidro un cieto vielu koncentrāciju (kondensēto vielu stāvokli) un nav ietekmes uz reakciju ātrumu, kas notiek šķidrajā vai cietajā fāzē.

Ķīmiskās reakcijas tiek veiktas reaģējošo vielu daļiņu sadursmes dēļ. Tomēr ne katra reaģentu daļiņu sadursme ir efektīvs , t.i. noved pie reakcijas produktu veidošanās. Tikai daļiņas ar paaugstinātu enerģiju - aktīvās daļiņas , spēj veikt ķīmisku reakciju. Paaugstinoties temperatūrai, palielinās daļiņu kinētiskā enerģija un palielinās aktīvo daļiņu skaits, līdz ar to palielinās ķīmisko procesu ātrums.

Tiek noteikta reakcijas ātruma atkarība no temperatūras van't Hoff likums : uz katru 10 0 C temperatūras paaugstināšanos ķīmiskās reakcijas ātrums palielinās divas līdz četras reizes.

V 1 – reakcijas ātrums pie sistēmas sākuma temperatūras t 1 , V 2 – reakcijas ātrums pie sistēmas beigu temperatūras t 2 ,

γ – reakcijas temperatūras koeficients (van’t Hoff koeficients), vienāds ar 2÷4.

Zinot temperatūras koeficienta γ vērtību, ir iespējams aprēķināt reakcijas ātruma izmaiņas, palielinoties temperatūrai no T 1 līdz T 2. Šajā gadījumā varat izmantot formulu:

Ir skaidrs, ka, temperatūrai paaugstinoties aritmētiskajā progresijā, reakcijas ātrums palielinās eksponenciāli. Jo lielāka ir reakcijas temperatūras koeficienta g vērtība, jo lielāka temperatūras ietekme uz reakcijas ātrumu.

Jāņem vērā, ka Van Hofa noteikums ir aptuvens un ir piemērojams tikai aptuvenai nelielu temperatūras izmaiņu ietekmes uz reakcijas ātrumu novērtēšanai.

Reakciju norisei nepieciešamo enerģiju var nodrošināt dažādas ietekmes (siltums, gaisma, elektriskā strāva, lāzera starojums, plazma, radioaktīvais starojums, augstspiediena utt.).

Reakcijas var iedalīt termiskā, fotoķīmiskā, elektroķīmiskā, radiācijas ķīmiskā uc Ar visām šīm ietekmēm aktīvo molekulu īpatsvars, kuru enerģija ir vienāda vai lielāka par minimālā enerģija, kas nepieciešama noteiktai mijiedarbībai E min.

Saduroties aktīvajām molekulām, veidojas t.s aktivizēts komplekss , kuras ietvaros notiek atomu pārdale.

Enerģiju, kas nepieciešama, lai palielinātu reaģējošo vielu molekulu vidējo enerģiju līdz aktivētā kompleksa enerģijai, sauc par aktivācijas enerģiju Ea.

Aktivizācijas enerģiju var uzskatīt par noteiktu papildu enerģiju, kas jāiegūst reaģenta molekulām, lai pārvarētu noteiktu enerģijas barjera . Tādējādi E a ra starpībā starp reaģējošo daļiņu vidējo enerģiju E aktivētā kompleksa ref un enerģija E min. Aktivizācijas enerģiju nosaka reaģentu raksturs. Nozīme E a svārstās no 0 līdz 400 kJ. Ja vērtība E a pārsniedz 150 kJ, tad šādas reakcijas praktiski nenotiek temperatūrā, kas ir tuvu standartam.

Sistēmas enerģijas izmaiņas reakcijas laikā var grafiski attēlot, izmantojot šādu enerģijas diagrammu (6.1. attēls).

Rīsi. 6.1. Eksotermiskas reakcijas enerģijas diagramma:

E out ir izejvielu vidējā enerģija; Econd – reakcijas produktu vidējā enerģija; E min – aktivizētā kompleksa enerģija; E act – aktivizācijas enerģija; ΔH р – ķīmiskās reakcijas termiskais efekts

No enerģijas diagrammas ir skaidrs, ka atšķirība starp reakcijas produktu enerģijas vērtībām un izejvielu enerģiju atspoguļo reakcijas termisko efektu.

E turp. – E ref. = ΔН р.

Saskaņā ar Arrēnija vienādojums, jo augstāka ir aktivizācijas enerģijas vērtība E darbojas, jo lielāka ir ķīmiskās reakcijas ātruma konstante k atkarīgs no temperatūras:

E- aktivācijas enerģija (J/mol),

R - universāla gāzes konstante,

T- temperatūra K,

A- Arrēnija konstante,

e= 2,718 – naturālo logaritmu bāze.

Katalizatori- Tās ir vielas, kas palielina ķīmiskās reakcijas ātrumu. Tie reaģē ar reaģentiem, veidojot ķīmisku starpproduktu un tiek atbrīvoti reakcijas beigās. Katalizatoru ietekmi uz ķīmiskajām reakcijām sauc katalīze.

Piemēram, alumīnija pulvera un kristāliskā joda maisījums istabas temperatūrā neuzrāda manāmas mijiedarbības pazīmes, taču pietiek ar ūdens pilienu, lai izraisītu vardarbīgu reakciju:

Atšķirt viendabīga katalīze (katalizators veido viendabīgu sistēmu ar reaģējošām vielām, piemēram, gāzu maisījumu) un neviendabīgs katalīze (katalizators un reaģenti atrodas dažādās fāzēs, un katalītiskais process notiek fāzes saskarnē).

Lai izskaidrotu homogēnās katalīzes mehānismu, visplašāk izmantotais starpposma teorija (ieteicis franču pētnieks Sabatjē un izstrādāts krievu zinātnieka N.D. Zelinska darbos). Saskaņā ar šo teoriju lēns process, piemēram, reakcija:

katalizatora klātbūtnē notiek ātri, bet divos posmos. Procesa pirmajā posmā no viena no reaģentiem veidojas starpprodukta savienojums ar katalizatoru. A...kat.

Pirmais posms:

A + kat = A.∙. kat.

Otrajā posmā iegūtais savienojums veido aktivētu kompleksu ar citu reaģentu [ A.∙.kat.∙.B], kas pārvēršas galaproduktā AB ar katalizatora reģenerāciju kat.

Otrais posms:

A.∙.kat + B = = AB + kat.

Katalizatora starpposma mijiedarbība ar reaģentiem virza procesu uz jauns veids, ko raksturo zemāka enerģijas barjera. Tādējādi Katalizatoru darbības mehānisms ir saistīts ar reakcijas aktivācijas enerģijas samazināšanos starpproduktu savienojumu veidošanās dēļ.

Piemērs varētu būt lēna reakcija:

2SO2 + O2 = 2SO3 lēnām.

Rūpnieciskajā sērskābes ražošanas metodē slāpekļa oksīds (II) tiek izmantots kā katalizators, kas ievērojami paātrina reakciju:

Heterogēnu katalīzi plaši izmanto naftas pārstrādes procesos. Katalizatori ir platīns, niķelis, alumīnija oksīds utt. Hidrogenēšana dārzeņu eļļa iegūst no niķeļa katalizatora (niķelis uz kizelgūra) utt.

Neviendabīgas katalīzes piemērs ir SO 2 oksidēšana par SO 3 uz V 2 O 5 katalizatora sērskābes ražošanā ar kontakta metodi.

Vielas, kas palielina katalizatora aktivitāti, sauc veicinātāji (vai aktivatori). Tajā pašā laikā pašiem promotoriem var nebūt katalītisko īpašību.

Katalītiskās indes - svešus piemaisījumus reakcijas maisījumā, kas izraisa daļēju vai pilnīgs zaudējums katalizatora aktivitāte. Tādējādi fosfora un arsēna pēdas izraisa strauju V 2 O 5 katalizatora aktivitātes zudumu SO 2 oksidēšanās reakcijā uz SO 3.

Daudzas svarīgas ķīmiskās rūpniecības nozares, piemēram, sērskābes, amonjaka ražošana, slāpekļskābe, sintētiskā kaučuka, vairāki polimēri utt., tiek veikti katalizatoru klātbūtnē.

Bioķīmiskās reakcijas augu un dzīvnieku organismos paātrinās bioķīmiskie katalizatori – fermenti.

Ass Ir iespējams palēnināt nevēlamu ķīmisko procesu rašanos, pievienojot reakcijas videi speciālas vielas - inhibitori. Piemēram, lai kavētu nevēlamus metālu korozijas iznīcināšanas procesus, dažādus metālu korozijas inhibitori .

6.1.1. Jautājumi teorijas zināšanu paškontrolei

par tēmu "Ķīmiskā kinētika"

1. Ko pēta ķīmiskā kinētika?

2. Ko parasti saprot ar terminu “reaģenti”?

3. Ko parasti saprot ar terminu “reakcijas produkti”?

4. Kā ķīmiskajās reakcijās tiek apzīmēti atgriezeniski procesi?

5. Ko parasti saprot ar terminu “aktivizēts komplekss”?

6. Kas ir elementāra reakcija?

7. Kādas reakcijas tiek uzskatītas par sarežģītām?

8. Kuru reakciju stadiju sauc par ierobežojošo stadiju?

9. Definēt jēdzienu “fāze”?

10. Kādas sistēmas tiek uzskatītas par viendabīgām?

11. Kādas sistēmas tiek uzskatītas par neviendabīgām?

12. Sniedziet homogēnu sistēmu piemērus.

13. Sniedziet heterogēnu sistēmu piemērus.

14. Ko uzskata par reakcijas “molekulitāti”?

15. Ko nozīmē termins “ķīmiskās reakcijas ātrums”?

16. Sniedziet ātru un lēnu reakciju piemērus.

17. Ko nozīmē termins “viendabīgas ķīmiskās reakcijas ātrums”?

18. Ko nozīmē termins “neviendabīgas ķīmiskās reakcijas ātrums”?

19. No kādiem faktoriem ir atkarīgs ķīmiskās reakcijas ātrums?

20. Noformulēt ķīmiskās kinētikas pamatlikumu.

21. Kāda ir ķīmisko reakciju ātruma konstante?

22.No kādiem faktoriem ir atkarīga ķīmisko reakciju ātruma konstante?

23. Kuru vielu koncentrācijas nav iekļautas ķīmisko reakciju kinētiskajā vienādojumā?

24. Kā ķīmiskās reakcijas ātrums ir atkarīgs no spiediena?

25. Kā ķīmiskās reakcijas ātrums ir atkarīgs no temperatūras?

26. Kā tiek formulēts “Van’t Hoff Rule”?

27. Kāds ir “ķīmiskās reakcijas temperatūras koeficients”?

28. Definēt jēdzienu “aktivizēšanas enerģija”.

29. Definēt jēdzienu “ķīmiskas reakcijas katalizators”?

30. Kas ir homogēnā katalīze?

31. Kas ir heterogēnā katalīze?

32. Kā izskaidrots katalizatora darbības mehānisms homogēnā katalīzē?

33. Sniedziet katalītisko reakciju piemērus.

34. Kas ir fermenti?

35. Kas ir veicinātāji?

6.1.2. Tipisku problēmu risināšanas piemēri

par tēmu "Ķīmiskā kinētika"

1. piemērs. Reakcijas ātrums ir atkarīgs no reaģentu saskares virsmas laukuma:

1) sērskābe ar bārija hlorīda šķīdumu,

2) ūdeņraža sadedzināšana hlorā,

3) sērskābe ar kālija hidroksīda šķīdumu,

4) dzelzs sadegšana skābeklī.

Neviendabīgo reakciju ātrums ir atkarīgs no reaģējošo vielu saskares virsmas laukuma. Iepriekš minēto reakciju vidū ir neviendabīga reakcija, t.i. ko raksturo dažādu fāžu klātbūtne, ir dzelzs (cietā fāze) sadegšanas reakcija skābeklī (gāzes fāze).

Atbilde. 3.

2. piemērs. Kā mainīsies reakcijas ātrums?

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

kad izejvielu koncentrācija dubultojas?

Uzrakstīsim reakcijas kinētisko vienādojumu, kas nosaka reakcijas ātruma atkarību no reaģentu koncentrācijas:

V 1 = k [N 2 ] 2 · [O 2 ].

Ja izejvielu koncentrācijas tiek dubultotas, kinētiskais vienādojums būs šāds:

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

Kad izejvielu koncentrācija tika dubultota, šīs reakcijas ātrums palielinājās 8 reizes.

Atbilde. 8.

3. piemērs. Kā mainīsies reakcijas ātrums, ja kopējais spiediens sistēmā CH 4 (G) + 2O 2 (G) = CO 2 (G) + 2H 2 O (G) samazināsies 5 reizes?

Saskaņā ar reakcijas kinētisko vienādojumu šīs reakcijas ātrums tiks noteikts:

V 1 = k[CH4] · [O2]2.

Spiedienam samazinoties piecas reizes, arī katras gāzveida vielas koncentrācija samazināsies pieci reizes. Reakcijas kinētiskais vienādojums šajos apstākļos būs šāds:

var noteikt, ka reakcijas ātrums ir samazinājies 125 reizes.

Atbilde. 125.

4. piemērs. Kā mainīsies reakcijas ātrums, ko raksturo reakcijas temperatūras koeficients 3, ja temperatūra sistēmā paaugstināsies no 20 līdz 60°C?

Risinājums. Saskaņā ar van't Hoff likumu

Kad temperatūra paaugstinājās par 40 0 ​​C, šīs reakcijas ātrums palielinājās 81 reizi

Atbilde. 81.

6.1.3. Jautājumi un vingrinājumi pašmācībai

Ķīmisko reakciju ātrums

1. Atkarībā no fiziskais stāvoklis reaģenti, ķīmiskās reakcijas iedala:

1) eksotermisks un endotermisks,

2) atgriezenisks un neatgriezenisks,

3) katalītisks un nekatalītisks,

4) viendabīgs un neviendabīgs.

2. Norādiet nosacīto skaitļu skaitu vai summu, zem kuriem tiek dotas viendabīgas reakcijas:

3. Norādiet nosacīto skaitļu skaitu vai summu, zem kuriem ir dotas izteiksmes, kuras var izmantot, lai aprēķinātu viendabīgas reakcijas ātrumu:

4. Viendabīgas reakcijas ātruma mērvienība var būt:

1) mol/l s,

3) mol/l·,

4) l/mol·s.

5. Norādiet nosacījumu skaitļu skaitu vai summu, zem kuriem tiek dotas godīgas izteiksmes. Viendabīgas reakcijas laikā

A + 2B® 2 C + D:

1) koncentrācija A Un IN samazinās

2) koncentrēšanās AR palielinās ātrāk nekā koncentrācija D,

4) koncentrācija IN samazinās ātrāk nekā koncentrācija A,

8) reakcijas ātrums paliek nemainīgs.

6. Kāds skaitlis ir parādīts uz līnijas, kas pareizi atspoguļo reakcijā izveidotās vielas koncentrācijas izmaiņas laika gaitā:

7. Laika gaitā mainās izejvielas koncentrācija reakcijā, kas norit līdz beigām, pa labi apraksta līkni:

9. Norādiet nosacīto skaitļu skaitu vai summu, zem kuriem tiek dotas reakcijas, kuru ātrums nav atkarīgs no kādas vielas tas tiek aprēķināts?

10. Norādiet nosacīto skaitļu skaitu vai summu, zem kuriem ir doti reakcijas ātrumu ietekmējošie faktori:

1) reaģējošo vielu īpašības,

2) reaģējošo vielu koncentrācija,

4) reakcijas sistēmas temperatūra,

8) katalizatora klātbūtne reakcijas sistēmā.

11. Ķīmiskās kinētikas pamatlikums nosaka reakcijas ātruma atkarību no:

1) reaģējošo vielu temperatūras,

2) reaģējošo vielu koncentrācijas,

3) reaģējošo vielu īpašības,

4) reakcijas laiks.

12. Norādiet nosacīto skaitļu skaitu vai summu, zem kuriem sniegti pareizie apgalvojumi. Ķīmiskā kinētika:

1) fizikas sadaļa,

2) pēta ķīmiskās reakcijas ātrumu,

4) izmanto masu darbības likumu,

8) pēta reakciju ātruma atkarību no to rašanās apstākļiem.

13. Ya.Kh. Vant Hofs:

1) pirmais Nobela prēmijas laureāts ķīmijā,

2) pētīja reakcijas ātruma atkarību no temperatūras,

4) pētīja reakcijas ātruma atkarību no vielu koncentrācijas,

8) formulēja masu darbības likumu.

14. Tādos pašos apstākļos reakcija norit ātrāk:

1) Ca + H 2 O ®

3) Mg + H2O®

4) Zn + H 2 O ®

15. Ūdeņraža izdalīšanās ātrums ir vislielākais reakcijā:

1) Zn + HCl (5% šķīdums) ®

2) Zn + HCl (10% šķīdums) ®

3) Zn + HCl (15% šķīdums) ®

4) Zn + HCl (30% šķīdums) ®

16. Reaģenta koncentrācija neietekmē par reakcijas ātrumu, ja šī viela tiek uzņemta reakcijā:

1) cietā stāvoklī,

2) gāzveida stāvoklis,

3) izšķīdušā stāvoklī.

17. Aprēķināt vidējo reakcijas ātrumu A + B = C (mol/l×s), ja zināms, ka A sākotnējā koncentrācija bija 0,8 mol/l, un pēc 10 sekundēm tā kļuva par 0,6 mol/l.

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

18. Par cik mol/l reakcijā samazinājās vielu A un B koncentrācijas? A + 2B® 3 C, ja ir zināms, ka tajā pašā laikā koncentrācija AR palielinājies par 4,5 mol/l?

D AR A D AR B

19. Aprēķināt vidējo reakcijas ātrumu 2CO + O 2 ® 2CO 2 (mol/l×s), ja zināms, ka CO sākotnējā koncentrācija bija 0,60 mol/l, un pēc 10 sekundēm tā kļuva par 0,15 mol/l. . Par cik mol/l mainījās CO 2 koncentrācija šajā laika periodā?

3) 0,045; 0,045,

20. Par cik grādiem sistēma jāuzsilda, lai tajā notiekošās reakcijas ātrums palielinātos 2–4 reizes?

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

21. Reakcijas ātrums 20°C temperatūrā ir 0,2 mol/l×s. Nosakiet reakcijas ātrumu pie 60°C (mol/l×s), ja reakcijas ātruma temperatūras koeficients ir 3.

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

22. Reakcijas ātruma empīriskā atkarība no temperatūras pa labi atspoguļo vienādojumu:

23. Reakcijas ātrums 20°C temperatūrā ir 0,08 mol/l×s. Aprēķiniet reakcijas ātrumu pie 0°C (mol/l×s), ja reakcijas ātruma temperatūras koeficients ir 2.

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

24. Cik reizes palielināsies reakcijas ātrums, temperatūrai paaugstinoties par 40°C, ja reakcijas ātruma temperatūras koeficients ir 3?

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

25. Par cik grādiem jāpaaugstina temperatūra, lai reakcijas ātrumu palielinātu 64 reizes, ja reakcijas ātruma temperatūras koeficients ir 4?

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

26. Aprēķināt reakcijas ātruma temperatūras koeficientu, ja zināms, ka temperatūrai paaugstinoties par 50 o C, reakcijas ātrums palielinās 32 reizes.

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

27. Iemesls reakcijas ātruma pieaugumam, palielinoties temperatūrai, ir:

1) molekulu kustības ātrums,

2) sadursmju skaits starp molekulām,

3) aktīvo molekulu īpatsvars,

4) reakcijas produktu molekulu stabilitāte.

28. Norāda nosacīto skaitļu skaitu vai summu, zem kuriem ir dotas reakcijas, kurām MnO 2 ir katalizators:

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. Norādiet nosacīto skaitļu skaitu vai summu, zem kuriem sniegtas pareizās atbildes. Izmantojot rūpniecībā katalītiskās reakcijas, iegūst:

1) sālsskābe,

2) sērskābe,

4) amonjaks,

8) slāpekļskābe.

30. Norādiet nosacīto skaitļu skaitu vai summu, zem kuriem sniegtas pareizās atbildes. Katalizators:

1) piedalās reakcijā,

2) izmanto tikai cietā stāvoklī,

4) netiek patērēts reakcijas laikā,

8) obligāti satur metāla atomu savā sastāvā.

31. Norādiet nosacīto skaitļu skaitu vai summu, zem kuriem sniegtas pareizās atbildes. Kā katalizatorus izmanto:

32. Vielas, kas samazina katalizatora aktivitāti, sauc:

1) veicinātāji,

2) reģeneratori,

3) inhibitori,

4) katalītiskās indes.

33.Katalītiskais nav reakcija:

1) (C6H10O5) n + n H2O® n C6H12O6,

celuloze

2) 2SO 2 + O 2 ® 2SO 3,

3) 3H2 + N2® 2NH3,

4) NH 3 + HCl ® NH 4 Cl.

34. Zem kāda skaitļa ir dots homogēnās katalīzes vienādojums:

35. Katalizatora darbības mehānisms pareizi atspoguļo apgalvojumu. Katalizators:

1) palielinot sākotnējo daļiņu kinētisko enerģiju, palielina to sadursmju skaitu,

2) ar izejvielām veido starpproduktu savienojumus, kas viegli pārvēršas galavielās,

3) bez mijiedarbības ar izejvielām virza reakciju pa jaunu ceļu,

4) samazinot sākotnējo daļiņu kinētisko enerģiju, palielina to sadursmju skaitu.

36. Promotora loma katalītiskajā reakcijā ir tāda, ka tas:

1) samazina katalizatora aktivitāti,

2) palielina katalizatora aktivitāti,

3) vada reakciju vēlamajā virzienā,

4) aizsargā katalizatoru no katalītiskām indēm.

37. Fermenti:

1) bioloģiskie katalizatori,

2) ir proteīna raksturs,

4) neatšķiras darbības specifikā,

8) paātrina bioķīmiskos procesus dzīvos organismos.

38. Reakcija ir neviendabīga:

39. Norādiet nosacīto skaitļu skaitu vai summu, zem kuriem sniegtas pareizās atbildes. Lai palielinātu ogļu sadegšanas ātrumu: C + O 2 ® CO 2, jums ir nepieciešams:

1) palielināt O 2 koncentrāciju,

2) palielināt ogļu koncentrāciju,

4) samalt ogles,

8) palielināt oglekļa dioksīda koncentrāciju.

40. Ja reaģentu A ņem reakcijā: A t + X gāzi ® cietā stāvoklī, tad reakcijas ātrumu ietekmē:

1) koncentrācija A,

2) saskares virsmas laukums starp A un X,

4) molārā masa A,

8) vielas X koncentrācija.

41. Neviendabīgas reakcijas ātruma dimensija ir:

1) mol/l, 2) mol/cm 3 ×s,

3) mol/l×s 4) mol/cm 2 ×s.

42. Norādiet nosacīto skaitļu skaitu vai summu, zem kuriem sniegtas pareizās atbildes. Tiek izmantots verdošā slāņa princips:

1) palielināt reaģentu saskares virsmu,

2) šaujot pirītus,

4) naftas produktu katalītiskā krekinga laikā,

8) katalizatora aktivitātes atjaunošanai.

43. Vismazāk

1) Na + H 2 O ® 2) Ca + H 2 O ®

3) K + H 2 O ® 4) Mg + H 2 O ®

44. Grafikā parādītas ūdeņraža jodīda sadalīšanās nekatalītiskās un katalītiskās reakcijas enerģijas diagrammas. Aktivizācijas enerģijas izmaiņas atspoguļo enerģijas segmentu:

1) b, 2) c, 3) d, 4) b–c.

45. Labākais Shēmā aprakstītajai reakcijai ir aktivizācijas enerģija:

1) AgNO 3 + KCl ® AgCl + KNO 3,

2) BaCl 2 + K 2 SO 4 ® BaSO 4 + 2KCl,

3) 2Na + 2H2O® 2NaOH + 2H2,

6.2. Ķīmiskais līdzsvars.

Kopā ar praktiski neatgriezeniskām ķīmiskām reakcijām:

СaCl 2 + 2AgNO 3 = Ca(NO 3) 2 + 2AgCl↓ utt.

Ir zināmi daudzi procesi, kad ķīmiskā transformācija nesasniedz beigas, bet notiek visu reakcijas dalībnieku un produktu līdzsvara maisījums, kas atrodas gan stehiometriskā reakcijas vienādojuma kreisajā, gan labajā pusē. Tādējādi standarta apstākļos sistēma ir atgriezeniska:

Apskatīsim atgriezenisko procesu rašanās pazīmes, izmantojot sistēmas piemēru, kam kopumā ir šāda forma:

Ar nosacījumu, ka uz priekšu → un atpakaļgaitā ← reakcija notiek vienā posmā, saskaņā ar masas darbības likumu, ātruma vērtības reakcijai uz priekšu ( V tiešais) un apgrieztais ( V Reakcijas apraksta ar šādiem kinētiskajiem vienādojumiem:

Kur k taisni Un k arr - attiecīgi tiešās un apgrieztās reakcijas ātruma konstantes.

Sākotnējā laika momentā (sk. 6.2. att.) izejvielu [A] un [B] koncentrācijai un līdz ar to tiešās reakcijas ātrumam ir maksimālā vērtība. Reakcijas produktu [C] un [D] koncentrācijas un reversās reakcijas ātrums sākuma momentā ir nulle. Reakcijas laikā sākumvielu koncentrācijas samazinās, kas noved pie tiešās reakcijas ātruma samazināšanās. Palielinās reakcijas produktu koncentrācija un līdz ar to arī reversās reakcijas ātrums. Visbeidzot, pienāk punkts, kurā tiešās un apgrieztās reakcijas ātrums kļūst vienāds.

Sistēmas stāvoklis, kurā V taisni = V arr. sauca ķīmiskais līdzsvars. Šis līdzsvars ir dinamisks , jo sistēmā notiek divvirzienu reakcija - tiešā ( A Un B- reaģenti, C Un D– produkti) un otrādi ( A Un B– produkti, C un D– reaģenti) norādījumi.

V arr.

Reakcijas laiks

Rīsi. 6.2. Tiešās un apgrieztās reakcijas ātruma atkarība

no to rašanās brīža.

Atgriezeniskā sistēmā līdzsvarā tiek izsauktas visu procesa dalībnieku koncentrācijas līdzsvara koncentrācijas, jo šajā gadījumā gan uz priekšu, gan atpakaļgaitā reakcija notiek pastāvīgi un ar tādu pašu ātrumu.

Ķīmiskā līdzsvara kvantitatīvo raksturlielumu var iegūt, izmantojot atbilstošo kinētiskie vienādojumi :

Tā kā reakcijas ātruma konstantes fiksētā temperatūrā ir nemainīgas, arī attiecība būs nemainīga

sauca ķīmiskā līdzsvara konstante. Pielīdzinot tiešās un apgrieztās reakcijas kinētisko vienādojumu labās puses, mēs varam iegūt:

Kur K r– ķīmiskā līdzsvara konstante, kas izteikta reakcijas dalībnieku līdzsvara koncentrācijās.

Ķīmiskā līdzsvara konstante ir reakcijas produktu līdzsvara koncentrācijas reizinājuma attiecība pret izejvielu līdzsvara koncentrāciju reizinājumu to stehiometrisko koeficientu pakāpēs.

Piemēram, atgriezeniskai reakcijai

Līdzsvara konstantes izteiksmei ir šāda forma:

Ja ķīmiskās transformācijas procesā ir iesaistītas divas vai vairākas fāzes, tad līdzsvara konstantes izteiksmē jāņem vērā tikai tās no tām, kurās notiek reaģentu koncentrācijas izmaiņas. Piemēram, sistēmas līdzsvara konstantes izteiksmē

kopējais gāzveida vielu molu skaits pirms un pēc reakcijas paliek nemainīgs un spiediens sistēmā nemainās. Līdzsvars šajā sistēmā nemainās, mainoties spiedienam.

Temperatūras izmaiņu ietekme uz ķīmiskā līdzsvara maiņu.

Katrā atgriezeniskajā reakcijā viens no virzieniem atbilst eksotermiskam procesam, bet otrs - endotermiskam procesam. Tātad amonjaka sintēzes reakcijā tiešā reakcija ir eksotermiska, bet apgrieztā reakcija ir endotermiska.

1) H 2, N 2 un NH 3 koncentrācijas laika gaitā nemainās,

3) NH 3 molekulu skaits, kas sadalās laika vienībā, ir vienāds ar pusi no kopējā šajā laikā izveidoto H 2 un N 2 molekulu skaita,

4) kopējais skaits H 2 un N 2 molekulu daudzums, kas pārveidots par NH 3 laika vienībā, ir vienāds ar tajā pašā laikā izveidoto NH 3 molekulu skaitu.

49. Norādiet nosacīto skaitļu skaitu vai summu, zem kuriem sniegtas pareizās atbildes. Ķīmiskais līdzsvars sistēmā: 2SO 2 + O 2 2SO 3 ∆Н ˂0 tiks izjaukts:

1) spiediena samazināšana sistēmā,

2) apkure,

4) skābekļa koncentrācijas palielināšanās.

50. Norādiet nosacīto skaitļu skaitu vai summu, zem kuriem sniegtas pareizās atbildes. Lai novirzītu līdzsvaru sistēmā N 2 + 3H 2 2NH 3 ∆H ˂0 pa kreisi, jums ir nepieciešams:

1) ievadiet H2 sistēmā,

2) izņemiet NH 3 no sistēmas,

4) paaugstināt asinsspiedienu,

8) paaugstiniet temperatūru.

51. Lai nobīdītu reakcijas 2SO 2 + O 2 2SO 3 ∆Н ˂0 līdzsvaru pa labi, nepieciešams:

1) sildīt sistēmu,

2) ievada sistēmā O 2,

4) ievada sistēmā SO 3,

8) samazināt spiedienu sistēmā.

52. Le Šateljē likums (princips) nesakrīt paziņojums, apgalvojums:

1) temperatūras paaugstināšanās novirza līdzsvaru uz endotermisku reakciju;

2) temperatūras pazemināšanās novirza līdzsvaru uz eksotermisku reakciju;

3) spiediena palielināšanās novirza līdzsvaru uz reakciju, kas izraisa tilpuma palielināšanos;

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

2) k 1 H = k 2 2 ,

67. Līdzsvara konstantei ( Kp) ietekmē:

1) spiediens,

2) temperatūra,

3) koncentrācija,

4) katalizators.

Izturēsimies pret sevi skolā kā ķīmija kā vienu no grūtākajiem un līdz ar to “nemīlētajiem” priekšmetiem, taču nav jēgas strīdēties ar to, ka ķīmija ir svarīga un nozīmīga, jo arguments ir lemts neveiksmei. Ķīmija, tāpat kā fizika, mūs ieskauj: tā ir molekulas, atomi, no kuriem tie sastāv vielas, metāli, nemetāli, savienojumiem utt Tāpēc ķīmija- viena no svarīgākajām un plašākajām dabaszinātņu jomām.

Ķīmija–ir zinātne par vielām, to īpašībām un pārvērtībām.

Ķīmijas priekšmets ir materiālās pasaules objektu eksistences formas. Atkarībā no tā, kādos objektos (vielām) tiek pētīta ķīmija, ķīmiju parasti iedala neorganisks Un organisks. Neorganisko vielu piemēri ir skābeklis, ūdens, silīcija dioksīds, amonjaks un soda, organisko vielu piemēri - metāns, acetilēns, etanols, etiķskābe un saharoze.

Visas vielas, tāpat kā ēkas, ir būvētas no ķieģeļiem - daļiņas un ir raksturoti noteiktu ķīmisko īpašību kopumu– vielu spēja piedalīties ķīmiskās reakcijās.

Ķīmiskās reakcijas - Tie ir sarežģītā sastāva vielu veidošanās procesi no vienkāršākām, dažu sarežģītu vielu pāreja uz citām, sarežģītu vielu sadalīšanās vairākās vienkāršāka sastāva vielās. Citiem vārdiem sakot, ķīmiskās reakcijas– Tās ir vienas vielas pārvērtības citā.

Šobrīd zināms daudzi miljoni vielu, tām nemitīgi tiek pievienotas jaunas vielas – gan dabā atklātas, gan cilvēka sintezētas, t.i. iegūts mākslīgi. Ķīmisko reakciju skaits ir neierobežots, t.i. neizmērojami lieliski.

Atcerēsimies ķīmijas pamatjēdzienus - viela, ķīmiskās reakcijas un utt.

Ķīmijas centrālais jēdziens ir jēdziens viela. Katrai vielai ir unikāls funkciju kopums– fizikālās īpašības, kas nosaka katras konkrētās vielas individualitāti, piemēram, blīvums, krāsa, viskozitāte, nepastāvība, kušanas un viršanas temperatūra.

Visas vielas var būt iekšā trīs agregācijas stāvokļi – grūti (ledus), šķidrums (ūdens) un gāzveida (tvaiki) atkarībā no ārējiem fiziskajiem apstākļiem. Kā redzam, ūdens H2O uzrādīts visos norādītajos apstākļos.

Ķīmiskās īpašības vielas nav atkarīgas no to agregācijas stāvokļa, bet fizikālās īpašības, gluži pretēji, atkarīgs. Jā, jebkurā apkopošanas stāvoklī sērs S pēc degšanas formām sēra dioksīds SO 2, t.i. piemīt tādas pašas ķīmiskās īpašības, bet fizikālās īpašības sērsļoti atšķirīgi dažādos agregācijas stāvokļos: piemēram, šķidrā sēra blīvums ir vienāds ar 1,8 g/cm3 cietais sērs 2,1 g/cm3 un gāzveida sēru 0,004 g/cm3.

Vielu ķīmiskās īpašības atklāj un raksturo ķīmiskās reakcijas. Maisījumos var rasties reakcijas dažādas vielas, un tās pašas vielas ietvaros. Kad notiek ķīmiskas reakcijas, vienmēr veidojas jaunas vielas.

Ķīmiskās reakcijas ir attēlotas vispārīgi reakcijas vienādojums: Reaģenti → Produkti, Kur reaģenti ir izejmateriāli, kas ņemti reakcijas veikšanai, un produktiem - Tās ir jaunas vielas, kas veidojas reakcijas rezultātā.

Ķīmiskās reakcijas vienmēr tiek pavadītas fiziski efekti- tas varētu būt siltuma absorbcija vai izdalīšanās, vielu agregācijas stāvokļa un krāsas izmaiņas; reakcijas progresu bieži vērtē pēc šo efektu klātbūtnes. Jā, sadalīšanās zaļais minerāls malahīts pavadībā siltuma absorbcija(tāpēc reakcija notiek karsējot), un sadalīšanās rezultātā, cietais melnais vara(II) oksīds un bezkrāsainas vielas - oglekļa dioksīds CO 2 un šķidrs ūdens H 2 O.

Ķīmiskās reakcijas ir jānošķir no fiziski procesi, kas maina tikai ārējo formu vai agregācijas stāvokli vielas sastāvu (bet ne tās sastāvu); visizplatītākie ir šie fiziski procesi, Kā sasmalcināšana, presēšana, saplūšana, sajaukšana, šķīdināšana, nogulumu filtrēšana, destilācija.

Ar ķīmisko reakciju palīdzību iespējams iegūt praktiski svarīgas vielas, kas sastopamas dabā ierobežots daudzums (slāpekļa mēslošanas līdzekļi) vai nenotiek vispār ( sintētisks medikamentiem, ķīmiskās šķiedras, plastmasa). Citiem vārdiem sakot, ķīmija ļauj sintezēt cilvēka dzīvībai nepieciešamās vielas. Bet ķīmiskā ražošana rada arī lielu kaitējumu videi - tā veidā piesārņojums, kaitīgās emisijas, floras un faunas saindēšanās, Tāpēc ķīmijas lietošanai jābūt racionālai, rūpīgai un atbilstošai.

blog.site, kopējot materiālu pilnībā vai daļēji, ir nepieciešama saite uz oriģinālo avotu.