Materiile prime solide pot reacționa între ele și atunci când sunt separate spațial. În acest sens, spre deosebire de reacțiile convenționale în fază solidă, nu este necesară utilizarea materiilor prime în cantități stoechiometrice. Produsul final, indiferent de raportul dintre substanțele inițiale, va avea o compoziție stoechiometrică.
Materiile prime solide și produsele de reacție nu afectează deplasarea echilibrului chimic eterogen.
Materiile prime solide pot reacționa între ele și atunci când sunt separate spațial. În acest sens, în ex. Produsul final, indiferent de raportul dintre substanțele inițiale, va avea o compoziție stoechiometrică.
Reacțiile dintre materiile prime solide pot fi accelerate prin faptul că solidele se leagă între ele printr-o reacție de transport. Se poate prevedea că acest principiu va fi transmis la numeroase reacții între solide. În același timp, este deosebit de favorabil faptul că este posibilă selectarea reacțiilor de transport adecvate pe baza unor concepte teoretice simple.
Compoziția granulometrică a particulelor încărcate ale materiei prime solide și regimul hidrodinamic al procesului nu se modifică.
Doar acele molecule ale substanței inițiale solide AI care intră în centrele de adsorbție umplute cu substanța AZ participă la reacția chimică.
Astfel, compoziția topiturii cu aprovizionare continuă cu materii prime solide este determinată de raportul PiSy/p2sH, iar cu diferite dimensiuni de bucăți de var și carbon vom obține diferite compoziții de topitură.
Pentru a obține un extract apos, 50 - 80 mg de materie primă solidă se fierb timp de câteva minute cu 3 ml de apă, care se completează prin picurare pe măsură ce soluția se evaporă. Un extract apos care are o reacție neutră (extract apos neutru) poate conține cationi interferenți care trebuie îndepărtați cu sodă în același mod ca și în cazul în care obiectul studiat este un lichid (vezi pagina. Ca urmare a neutralizării unei substanțe alcaline). (după acţiunea cu sodă) lichid şi separarea precipitatului se obţine soluţia preparată.
Curbele viteză-timp pentru degradarea oxalatului de argint. G110 S. punctele indică rezultatele experimentelor fără pauze, cercurile indică experimente cu pauze de 60 de minute. (/ și 30 min. (//. Astfel de experimente arată în același timp că simpla amestecare a unei materii prime solide cu un produs solid poate să nu fie suficientă pentru a detecta efectul autocatalitic al acestuia din urmă.
Chimic proces, în care substanțele inițiale gazoase sunt suflate prin orificiile de la fundul aparatului, iar substanțele inițiale solide din acesta par să fiarbă, fiind tot timpul în stare suspendată. În acest caz, reacțiile au loc chiar în patul fluidizat.
Chimistul este un proces tehnologic în care substanțele inițiale gazoase sunt suflate prin orificiile de la fundul aparatului, iar substanțele inițiale solide din acesta par să fiarbă, fiind constant în suspensie. În acest caz, reacțiile au loc chiar în patul fluidizat.
Curbele tipice a f (t ale procesului de disociere termică a solidelor. Explicațiile sunt date în text. Când se descrie cursul disocierii termice, viteza de reacție este de cele mai multe ori dependentă de compoziția fazei solide, exprimată prin gradul de transformarea (descompunerea) a substanței inițiale solide În Fig. VIII- Figura 12 prezintă cele mai tipice dependențe ale a de timpul de reacție.
În tabel 22 rezumă datele referitoare la posibilitatea de a găsi anioni în fracțiile analitice descrise mai sus, rezultate din prepararea unei soluții din materia primă solidă care urmează să fie analizată.

În deshidratarea oxalatului de mangan dihidrat, studiată din punctul de vedere al teoriei lui Volmer, pentru care s-a dovedit formarea unui produs amorf și cristalizarea ulterioară a acestuia prin difracție cu raze X, s-a observat creșterea nucleelor ​​unui produs solid, amorf. înainte de formarea unui produs cristalin, care se dovedește deosebit proprietăți catalitice interfeţe: materie primă solidă/produs solid şi pentru starea radiografică amorfă. Cristalizarea unui produs amorf poate fi, totuși, importantă pentru explicarea dependenței vitezei de presiunea vaporilor în timpul descompunerii hidraților cristalini. În aceste cazuri, formarea unui strat de produs amorf greu de pătruns pentru moleculele de apă poate duce la o scădere a vitezei de reacție.
Ft - debit de materie solidă care intră în aparat, kg/oră; Fg (0) - debit de substanță gazoasă care intră în aparat, kg/oră; Fg - debit de substanță gazoasă care intră în interacțiune chimică, kg/oră; Fr este volumul ocupat de faza gazoasă în volumul de reacție al aparatului, m3; GT este greutatea materiei prime solide în volumul de reacție al aparatului, kg; GT este greutatea substanței gazoase inițiale în volumul de reacție al aparatului, kg; скв - concentrația echivalentă a substanței gazoase inițiale în volumul de reacție al aparatului, kg/m8; a este coeficientul stoechiometric de tranziție de la debitul de substanță Ft la debitul Fg; &g, / sg - coeficienți de descărcare în fază solidă și gazoasă, l / oră; K este constanta vitezei de reacție; F (n) - funcţie care reflectă ordinea reacţiei; X - coordonata de iesire (temperatura); Ta este constanta de timp a modelului termic al volumului de reacție al aparatului; K7 este coeficientul de câștig al modelului termic al volumului de reacție al aparatului.
Un amestec de 5,1 g de ciclopentadienil mangan tricarbonil, 137 g de triclorura de fosfor, 4,25 g de clorură de aluminiu şi 15 ml de izopentan a fost încălzit cu agitare puternică şi menţinut la o temperatură de 45 - 50 C timp de 3 ore. Înainte de încălzire, amestecul este o suspensie de materii prime solide în soluție galben.
Este important să se determine care ioni lipsesc din probă. Testele preliminare) se efectuează în principal cu materii prime solide, soluțiile sunt evaporate.
Foarte des, viteza de dizolvare a materiei prime este atât de nesemnificativă sau produsul de reacție este atât de ușor solubil încât noua fază se depune dens pe cea inițială și, datorită acestui fapt, forma sa exterioară repetă forma substanței inițiale. Asemenea transformări, care apar la interfața unui material inițial solid și conduc la producerea de produse finale solide, se numesc reacții topochimice în sensul restrâns al cuvântului. Spre deosebire de reacțiile care au loc în cea mai mare parte a unei soluții, gradul de dispersie a produselor de reacție în acest caz este similar cu dispersia substanțelor inițiale. Metoda topochimică de luat în considerare este deci specială, dar aplicabilă în descrierea catalizatorilor, separarea electrolitică a metalelor și în materie de coroziune.
Dacă presiunea vaporilor promovează reacțiile între solide, atunci ar trebui să ne așteptăm la același lucru pentru reacțiile de transport chimic. Ce oportunități oferă reacțiile de transport ca mijloc de interacțiune între substanțele inițiale solide?
În reacțiile în fază solidă, transformarea poate începe numai în cea mai mare parte a fazei și apoi se poate dezvolta la interfața dintre fazele noi și cele vechi. Astfel de reacții, în care zona de transformare sau frontul trece de-a lungul interfeței dintre materia primă solidă și produsul solid, sunt numite topochimice. Un exemplu de astfel de reacții este degradarea hidraților cristalini. Faraday a observat, de asemenea, că cristalele transparente bine tăiate de Cu2SO4 - 5H2O nu pierd apă în aer uscat pentru o lungă perioadă de timp. Dacă se aplică o zgârietură pe suprafața lor sau se face o rupere, atunci începe imediat deshidratarea rapidă a cristalului, care se răspândește întotdeauna din zona deteriorată.
Faptul că mulți anioni pot fi detectați fracționat nu înseamnă că descoperirea anionilor este o sarcină mai ușoară decât descoperirea cationilor. Chiar și cu numărul limitat de anioni care sunt studiati în acest manual, analiza prezintă mari dificultăți dacă materialul de plecare pentru studiu este un solid, insolubil în apă. O astfel de substanță trebuie tratată cu sifon (extract de sodă), care este asociat cu o serie de complicații în muncă.
Când scrieți reacții între soluțiile de electroliți, de fiecare dată trebuie să vă imaginați dacă există vreun motiv care interferează cu apariția reală a acestei sau acelea reacții. De exemplu, dacă o soluție de electrolit interacționează cu substanțe solide și unul dintre produse este ușor solubil, atunci reacția se poate opri rapid datorită faptului că pe suprafața substanței inițiale solide se formează un strat de produs solid de reacție, împiedicând progresul său în continuare. De aceea, pentru a produce dioxid de carbon prin acțiunea acidului asupra marmurei, ei iau acid clorhidric, și nu acid sulfuric, întrucât în ​​cazul acidului sulfuric marmura este rapid acoperită cu un strat de gips (CaSO4 - 2H2O) iar reacția practic nu are loc.
Pentru a reacționa bismutul cu fluor, se folosește un reactor cu pat fluidizat. Tehnica de sinteză în pat fluidizat, împrumutată din tehnologie, are următoarele avantaje: stabilirea rapidă a echilibrului termic în amestecul de reacție, absența sinterizării produselor solide de reacție, schimbul bun de căldură cu pereții tubului, suprafața mare a materii prime solide și, prin urmare, conversie rapidă.
Pentru sistemul g - t, o creștere a suprafeței de contact a fazelor se realizează prin măcinarea fazei solide. Substanța gazoasă este adusă în contact cu materia primă zdrobită într-o varietate de moduri, de exemplu, particule în suspensie substanțele sunt plasate pe rafturile reactorului, iar fluxul de gaz se deplasează deasupra rafurilor. În alte cazuri, o materie primă solidă fin divizată este pulverizată într-un curent de materie primă gazoasă într-un volum gol; Așa se arde combustibilul pulverizat în cuptoarele cazanelor cu abur.
În procesele industriale rapide, reacțiile în amestecuri de solide au loc de obicei la viteze de mii de ori mai mari decât ar fi posibilă cu interacțiunea directă a fazelor solide. Grosimea stratului de produs rezultat este aproape aceeași pe întreaga suprafață a boabelor pe care o acoperă. Acest lucru se explică prin faptul că reacțiile care apar între substanțele inițiale solide au loc de fapt cu participarea fazelor gazoase sau lichide.
În dezvoltarea chimiei reacțiilor în fază solidă, adesea au apărut discuții cu privire la întrebarea dacă substanțele solide ar putea reacționa între ele fără participarea unui lichid sau a unui gaz. Această problemă a fost acum rezolvată în favoarea existenței reacțiilor pur în fază solidă. Este interesant, totuși, că se poate demonstra într-un număr de transformări cu materii prime solide că o anumită fază lichidă sau gazoasă participă totuși ca mediator de reacție. Cu toate acestea, generalizările în acest domeniu trebuie evitate, dimpotrivă, este necesar să se studieze experimental starea sistemului în fiecare caz individual. Budnikov și Ginstling au efectuat astfel de cercetări în detaliu.
Dacă problema substanței inițiale pentru formarea petrolului și gazelor poate fi considerată rezolvată în general, atunci problema mecanismului de formare a petrolului și gazelor, care este cheia, necesită încă o soluție în detaliu. Compoziția comună a materiei organice, a rocilor sedimentare și a hidrocarburilor (HC) este un argument important în favoarea unei surse biosferei de petrol și gaze. Rolul energiei termice (încălzire) pentru producerea de hidrocarburi lichide și gazoase dintr-o materie primă solidă este, de asemenea, evident. Aceste circumstanțe au făcut posibilă crearea unui concept despre centrele de generare a hidrocarburilor și formularea de idei despre principalele faze ale formării gazelor și petrolului, care s-au răspândit în întreaga lume.

Viteza reacțiilor care au loc fără participarea fazelor gazoase și lichide este atât de scăzută încât nu pot avea o importanță practică deosebită în procesele industriale rapide. Dar, în practică, reacțiile în amestecuri de solide au loc de obicei la viteze de mii de ori mai mari decât ar fi posibilă cu interacțiunea directă a solidelor. Grosimea stratului de produs rezultat este aproape aceeași pe întreaga suprafață a boabelor pe care o acoperă. Acest lucru se explică prin faptul că reacțiile care apar între substanțele inițiale solide au loc de fapt cu participarea fazelor gazoase sau lichide.
Viteza unor astfel de reacții, care au loc fără participarea fazelor gazoase și lichide, este atât de scăzută încât nu pot avea o importanță practică deosebită în procesele industriale rapide, efectuate, în special, în producția de săruri. În practică, reacțiile în amestecuri de solide au loc de obicei la viteze de mii de ori mai mari decât ar fi posibilă cu interacțiunea directă a solidelor. Grosimea stratului de produs rezultat este aproape aceeași pe întreaga suprafață a boabelor pe care o acoperă. Acest lucru se explică prin faptul că reacțiile care apar între substanțele inițiale solide au loc de fapt cu participarea fazelor gazoase sau lichide.
Viteza reacțiilor care au loc fără participarea fazelor gazoase și lichide este atât de scăzută încât nu pot avea o importanță practică deosebită în procesele industriale rapide. Dar, în practică, reacțiile în amestecuri de solide au loc de obicei la viteze de mii de ori mai mari sau decât ar fi posibilă cu interacțiunea directă a solidelor. Grosimea stratului de produs rezultat este aproape aceeași pe întreaga suprafață a boabelor pe care o acoperă. Acest lucru se explică prin faptul că reacțiile care apar între substanțele inițiale solide au loc de fapt cu participarea fazelor gazoase sau lichide.
Este incredibil că aceste solicitări de compresiune, în raport cu care solide sunt mai puternice decât în ​​raport cu tensiunea, au atins valoarea necesară distrugerii cristalelor microscopice. Experimente directe pentru a studia dependența vitezei de descompunere a permanganatului de potasiu de dimensiunea suprafeței, care este invers propo. Acest lucru arată că fragmentarea în sine nu este întotdeauna cauza accelerării observate a reacției. Explicarea accelerării reacției solidelor prin existența reacțiilor în lanț ramificat întâmpină și unele dificultăți. Condițiile din faza solidă diferă semnificativ de cele din faza gazoasă sau lichidă datorită eterogenității lor. Dacă există un mecanism în lanț, atunci o astfel de reacție este încă limitată la interfața dintre materia primă solidă și produsul de reacție. În consecință, chiar și în prezența unui mecanism în lanț, se pune întrebarea cu privire la motivele proprietăților speciale ale interfeței: substanță solidă inițială / produs solid.

ÎN stiinta moderna distinge între reacțiile chimice și nucleare care apar ca urmare a interacțiunii substanțelor inițiale, care de obicei sunt numite reactivi. Ca urmare, altele chimicale, care se numesc produse. Toate interacțiunile au loc în anumite condiții (temperatura, radiații, prezența catalizatorilor etc.). Nucleele atomilor reactanți reactii chimice nu te schimba. În transformările nucleare, se formează noi nuclei și particule. Există mai multe semne diferite prin care sunt determinate tipurile de reacții chimice.

Clasificarea se poate baza pe numărul de substanțe inițiale și rezultate. În acest caz, toate tipurile de reacții chimice sunt împărțite în cinci grupuri:

1. Descompuneri (se obțin mai multe noi dintr-o substanță), de exemplu, descompunerea la încălzire în clorură de potasiu și oxigen: KCLO3 → 2KCL + 3O2.
2. Compuși (doi sau mai mulți compuși formează unul nou), interacționând cu apa, oxidul de calciu se transformă în hidroxid de calciu: H2O + CaO → Ca(OH)2;
3. Înlocuirea (numărul de produse este egal cu numărul de substanțe inițiale în care o componentă este înlocuită cu alta), fierul în sulfat de cupru, înlocuind cuprul, formează sulfat feros: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu.
4. Schimb dublu (molecule din două substanțe schimbă părțile care le părăsesc), metale în și schimbă anioni, formând iodură de argint precipitată și azotat de cadiu: KI + AgNO3 → AgI↓ + KNO3.
5. Transformare polimorfă (o substanță trece de la o formă cristalină la alta), când este încălzită, iodura de culoare se transformă în iodură de mercur galbenă: HgI2 (roșu) ↔ HgI2 (galben).

Dacă transformările chimice sunt considerate pe baza modificărilor stării de oxidare a elementelor din substanțele care reacţionează, atunci tipurile de reacții chimice pot fi împărțite în grupuri:

1. Cu o modificare a gradului de oxidare - reacții redox (ORR). Ca exemplu, putem lua în considerare interacțiunea fierului cu acidul clorhidric: Fe + HCL → FeCl2 + H2, ca urmare, starea de oxidare a fierului (un agent reducător care donează electroni) s-a schimbat de la 0 la -2, iar a hidrogenului. (un agent oxidant care acceptă electroni) de la +1 la 0 .
2. Fără a schimba starea de oxidare (adică nu ORR). De exemplu, reacția acido-bazică a bromurii de hidrogen cu hidroxid de sodiu: HBr + NaOH → NaBr + H2O, ca urmare a unor astfel de reacții se formează sare și apă, iar stările de oxidare elemente chimice incluse în substanțele inițiale nu se modifică.

Dacă luăm în considerare viteza de curgere în direcțiile înainte și inversă, atunci toate tipurile de reacții chimice pot fi, de asemenea, împărțite în două grupuri:

1. Reversibile - cele care curg simultan în două direcții. Majoritatea reacțiilor sunt reversibile. Un exemplu este dizolvarea dioxidului de carbon în apă pentru a forma acid carbonic instabil, care se descompune în substanțele inițiale: H2O + CO2 ↔ H2CO3.
2. Ireversibile - curge numai în direcția înainte, după consumul complet al uneia dintre substanțele inițiale se completează, după care sunt prezente doar produsele și substanța inițială luată în exces. De obicei, unul dintre produse este fie o substanță insolubilă precipitată, fie un gaz eliberat. De exemplu, în timpul interacțiunii acidului sulfuric și clorurii de bariu: H2SO4 + BaCl2 + → BaSO4↓ + 2HCl, un precipitat insolubil

Tipurile de reacții chimice din chimia organică pot fi împărțite în patru grupe:

1. Înlocuirea (un atomi sau grupe de atomi sunt înlocuite cu alții), de exemplu, când cloretanul reacţionează cu hidroxid de sodiu, se formează etanol și clorură de sodiu: C2H5Cl + NaOH → C2H5OH + NaCl, adică atomul de clor este înlocuit cu un hidrogen atom.
2. Adăugarea (două molecule reacționează și formează una), de exemplu, bromul se adaugă la locul ruperii dublei legături în molecula de etilenă: Br2 + CH2=CH2 → BrCH2—CH2Br.
3. Eliminare (o moleculă se descompune în două sau mai multe molecule), de exemplu, în anumite condiții, etanolul se descompune în etilenă și apă: C2H5OH → CH2=CH2 + H2O.
4. Rearanjare (izomerizare, când o moleculă se transformă în alta, dar compoziția calitativă și cantitativă a atomilor din ea nu se schimbă), de exemplu, 3-cloro-rutenul-1 (C4H7CL) se transformă în 1 clorobutenă-2 (C4H7CL) ). Aici atomul de clor a trecut de la al treilea atom de carbon din lanțul de hidrocarburi la primul, iar legătura dublă a conectat primul și al doilea atom de carbon și apoi a început să conecteze al doilea și al treilea atom.

Sunt cunoscute și alte tipuri de reacții chimice:

1. Ele apar cu absorbție (endotermă) sau eliberare de căldură (exotermă).
2. După tipul de reactivi care interacționează sau de produse formate. Interacțiunea cu apa - hidroliza, cu hidrogenul - hidrogenarea, cu oxigenul - oxidarea sau arderea. Eliminarea apei este deshidratare, hidrogenul este dehidrogenare și așa mai departe.
3. După condițiile de interacțiune: în prezența catalizatorilor (catalitici), sub influența scăderii sau temperatură ridicată, când se schimbă presiunea, la lumină etc.
4. După mecanismul de reacție: reacții ionice, radicale sau în lanț.

DEFINIŢIE

Reacție chimică se numesc transformări ale substanțelor în care are loc o modificare a compoziției și (sau) structurii acestora.

Cel mai adesea, reacțiile chimice sunt înțelese ca procesul de transformare a substanțelor inițiale (reactivi) în substanțe finale (produse).

Reacțiile chimice sunt scrise folosind ecuații chimice care conțin formulele substanțelor inițiale și ale produselor de reacție. Conform legii conservarea masei, numărul de atomi ai fiecărui element din partea stângă și dreaptă a ecuației chimice este același. De obicei, formulele substanțelor inițiale sunt scrise în partea stângă a ecuației, iar formulele produselor în dreapta. Egalitatea numărului de atomi ai fiecărui element din partea stângă și dreaptă a ecuației se realizează prin plasarea coeficienților stoichiometrici întregi în fața formulelor substanțelor.

Ecuațiile chimice pot conține informații suplimentare despre caracteristicile reacției: temperatură, presiune, radiație etc., care sunt indicate prin simbolul corespunzător deasupra (sau „dedesubt”) semnului egal.

Toate reacțiile chimice pot fi grupate în mai multe clase, care au anumite caracteristici.

Clasificarea reacțiilor chimice în funcție de numărul și compoziția substanțelor inițiale și rezultate

Conform acestei clasificări, reacțiile chimice sunt împărțite în reacții de combinare, descompunere, substituție și schimb.

Ca urmare reacții compuse din două sau mai multe substanțe (complexe sau simple) se formează o substanță nouă. În general, ecuația pentru o astfel de reacție chimică va arăta astfel:

De exemplu:

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2

SO3 + H2O = H2SO4

2Mg + O2 = 2MgO.

2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3

Reacțiile compusului sunt în majoritatea cazurilor exoterme, adică. se procedează cu degajarea căldurii. Dacă în reacție sunt implicate substanțe simple, atunci astfel de reacții sunt cel mai adesea reacții redox (ORR), adică. apar cu modificări ale stărilor de oxidare ale elementelor. Este imposibil să spunem fără ambiguitate dacă reacția unui compus între substanțe complexe va fi clasificată ca ORR.

Reacțiile care au ca rezultat formarea mai multor alte substanțe noi (complexe sau simple) dintr-o substanță complexă sunt clasificate ca reacții de descompunere. În general, ecuația pentru reacția chimică de descompunere va arăta astfel:

De exemplu:

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 + H2O (4)

H2SiO3 = SiO2 + H2O (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)

Majoritatea reacțiilor de descompunere au loc atunci când sunt încălzite (1,4,5). Posibilă descompunere sub influența curentului electric (2). Descompunerea hidraților, acizilor, bazelor și sărurilor cristaline ale acizilor care conțin oxigen (1, 3, 4, 5, 7) are loc fără modificarea stărilor de oxidare ale elementelor, adică. aceste reacții nu sunt legate de ODD. Reacțiile de descompunere ORR includ descompunerea oxizilor, acizilor și sărurilor formate de elemente din grade superioare oxidare (6).

Reacțiile de descompunere se găsesc și în chimia organică, dar sub alte denumiri - cracare (8), dehidrogenare (9):

C 18 H 38 = C 9 H 18 + C 9 H 20 (8)

C4H10 = C4H6 + 2H2 (9)

La reacții de substituție o substanță simplă interacționează cu o substanță complexă, formând o nouă substanță simplă și o nouă substanță complexă. În general, ecuația pentru o reacție de substituție chimică va arăta astfel:

De exemplu:

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

Zn + 2HCl = ZnСl2 + 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)

CH4 + Cl2 = CH3CI + HCI (7)

Majoritatea reacțiilor de substituție sunt redox (1 – 4, 7). Exemplele de reacții de descompunere în care nu are loc nicio modificare a stărilor de oxidare sunt puține (5, 6).

Reacții de schimb sunt reacţii care apar între substanţe complexe în care îşi schimbă componente. De obicei, acest termen este folosit pentru reacțiile care implică ioni găsiți în soluție apoasă. În general, ecuația pentru o reacție de schimb chimic va arăta astfel:

AB + CD = AD + CB

De exemplu:

CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O (1)

NaOH + HCl = NaCl + H2O (2)

NaHCO3 + HCI = NaCl + H2O + CO2 (3)

AgNO 3 + KBr = AgBr ↓ + KNO 3 (4)

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

Reacțiile de schimb nu sunt redox. Un caz special al acestor reacții de schimb este reacția de neutralizare (reacția acizilor cu alcalii) (2). Reacțiile de schimb au loc în direcția în care cel puțin una dintre substanțe este îndepărtată din sfera de reacție sub formă de substanță gazoasă (3), precipitat (4, 5) sau compus slab disociat, cel mai adesea apă (1, 2). ).

Clasificarea reacțiilor chimice în funcție de modificările stărilor de oxidare

În funcție de modificarea stărilor de oxidare a elementelor care alcătuiesc reactivii și produșii de reacție, toate reacțiile chimice se împart în reacții redox (1, 2) și cele care au loc fără modificarea stării de oxidare (3, 4).

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

Mg 0 – 2e = Mg 2+ (agent reducător)

C 4+ + 4e = C 0 (agent oxidant)

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

Fe 2+ -e = Fe 3+ (agent reducător)

N 5+ +3e = N 2+ (agent oxidant)

AgNO3 +HCl = AgCl ↓ + HNO3 (3)

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

Clasificarea reacțiilor chimice după efectul termic

În funcție de faptul că căldura (energia) este eliberată sau absorbită în timpul reacției, toate reacțiile chimice sunt împărțite în mod convențional în exoterme (1, 2) și respectiv endoterme (3). Cantitatea de căldură (energie) eliberată sau absorbită în timpul unei reacții se numește efect termic al reacției. Dacă ecuația indică cantitatea de căldură eliberată sau absorbită, atunci astfel de ecuații se numesc termochimice.

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

2Mg + O2 = 2MgO + 602,5 kJ (2)

N 2 + O 2 = 2NO – 90,4 kJ (3)

Clasificarea reacțiilor chimice în funcție de direcția reacției

Pe baza direcției reacției, se face o distincție între reversibile (procese chimice ale căror produse sunt capabile să reacționeze între ele în aceleași condiții în care au fost obținute pentru a forma substanțele inițiale) și ireversibile (procese chimice ale căror produse nu sunt capabile să reacționeze între ele pentru a forma substanțele inițiale).

Pentru reacțiile reversibile, ecuația în formă generală este de obicei scrisă după cum urmează:

A + B ↔ AB

De exemplu:

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

Exemple de reacții ireversibile includ următoarele reacții:

2КlО 3 → 2Кl + ЗО 2

C 6 H 12 O 6 + 6O 2 → 6CO 2 + 6H 2 O

Dovada ireversibilității unei reacții poate fi eliberarea unei substanțe gazoase, a unui precipitat sau a unui compus slab disociat, cel mai adesea apă, ca produse de reacție.

Clasificarea reacțiilor chimice în funcție de prezența unui catalizator

Din acest punct de vedere, se disting reacțiile catalitice și necatalitice.

Un catalizator este o substanță care accelerează progresul unei reacții chimice. Reacțiile care apar cu participarea catalizatorilor sunt numite catalitice. Unele reacții nu pot avea loc deloc fără prezența unui catalizator:

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

Adesea, unul dintre produșii de reacție servește ca catalizator care accelerează această reacție (reacții autocatalitice):

MeO+ 2HF = MeF2 + H2O, unde Me este un metal.

Exemple de rezolvare a problemelor

EXEMPLUL 1

Glavă 6

Cinetica chimică. Echilibrul chimic.

6.1.Chimiccinetica.

Cinetica chimică- ramură a chimiei care studiază vitezele și mecanismele procese chimice, precum și dependența acestora de diverși factori.

Studiul cineticii reacțiilor chimice permite atât determinarea mecanismelor proceselor chimice, cât și controlul proceselor chimice în implementarea lor practică.

Orice proces chimic este transformarea reactivilor în produși de reacție:

reactanți→ stare de tranziție→ produși de reacție.

Reactivi (materiale de pornire) – substanţe care intră în procesul de interacţiune chimică.

Produse de reacție– substanţe formate la sfârşitul unui proces de transformare chimică. În procesele reversibile, produșii reacției directe sunt reactivi ai reacției inverse.

Reacții ireversibile– reacții care au loc în condiții date în aproape aceeași direcție (notate prin semnul →).

De exemplu:

CaCO 3 → CaO + CO 2

Reacții reversibile– reacții care au loc simultan în două direcții opuse (indicate printr-un semn).

Starea de tranziție (complex activat) este o stare a unui sistem chimic care este intermediară între substanțele inițiale (reactivi) și produșii de reacție. În această stare, vechile legături chimice sunt rupte și se formează noi legături chimice. Complexul activat este apoi transformat în produși de reacție.

Majoritatea reacțiilor chimice sunt complex și constau din mai multe etape numite reacții elementare .

Reacție elementară- un singur act de formare sau ruptură legătură chimică. Ansamblul reacţiilor elementare care alcătuiesc o reacţie chimică determină mecanism de reacție chimică.

Ecuația unei reacții chimice indică de obicei starea inițială a sistemului (substanțe inițiale) și starea sa finală (produși de reacție). În același timp, mecanismul real al unei reacții chimice poate fi destul de complex și include o serie de reacții elementare. Reacțiile chimice complexe includ reversibil, paralel, secvenţial Şi alte reacții în mai multe etape (reacții în lanț , reacții cuplate etc.).

Dacă vitezele diferitelor etape ale unei reacții chimice diferă semnificativ, atunci viteza unei reacții complexe în ansamblu este determinată de viteza etapei sale celei mai lente. Această etapă (reacție elementară) se numește stadiu limitativ.

În funcție de starea de fază a substanțelor care reacţionează, se disting două tipuri de reacții chimice: omogenŞi eterogen.

Fază este o parte a unui sistem care diferă în proprietățile sale fizice și chimice de alte părți ale sistemului și este separată de acestea printr-o interfață. Se numesc sisteme formate dintr-o fază sisteme omogene, din mai multe faze – eterogen. Un exemplu de sistem omogen ar fi aerul, care este un amestec de substanțe (azot, oxigen etc.) în aceeași fază gazoasă. O suspensie de cretă (solid) în apă (lichid) este un exemplu de sistem eterogen format din două faze.

În consecință, se numesc reacții în care substanțele care interacționează sunt în aceeași fază reacții omogene. Interacțiunea substanțelor în astfel de reacții are loc pe întregul volum al spațiului de reacție.

Reacțiile eterogene includ reacțiile care apar la interfață. Un exemplu de reacție eterogenă este reacția zincului (fază solidă) cu o soluție de acid clorhidric (fază lichidă). Într-un sistem eterogen, o reacție are loc întotdeauna la interfața dintre două faze, deoarece numai aici sunt localizați reactanții în diferite faze ah, se pot ciocni unul de altul.

Reacțiile chimice se disting de obicei prin lor molecularitate, aceste. prin numărul de molecule care participă la fiecare act elementar de interacţiune . Pe această bază, reacțiile se disting între monomoleculare, bimoleculare și trimoleculare.

Monomolecular se numesc reactii in care actul elementar este o transformare chimica a unei molecule , De exemplu:

Bimolecular sunt considerate reacții în care actul elementar are loc atunci când două molecule se ciocnesc, de exemplu:

ÎN trimolecular În reacții, un act elementar are loc în timpul ciocnirii simultane a trei molecule, de exemplu:

Ciocnirea a mai mult de trei molecule în același timp este aproape imposibilă, așa că în practică nu apar reacții cu o molecularitate mai mare.

Viteza reacțiilor chimice poate varia semnificativ. Reacțiile chimice pot avea loc extrem de lent, pe perioade geologice întregi, cum ar fi intemperii stânci, care reprezintă transformarea aluminosilicaților:

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.

ortoclază – feldspat, cuarț potasic. nisip caolinit (argilă)

Unele reacții apar aproape instantaneu, de exemplu, explozia de pulbere neagră, care este un amestec de cărbune, sulf și salpetru:

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

Viteza unei reacții chimice servește ca măsură cantitativă a intensității apariției acesteia.

În general sub viteza unei reacții chimice înțelegeți numărul de acte de reacție elementare care au loc pe unitatea de timp într-o unitate de spațiu de reacție.

Deoarece pentru procesele omogene spațiul de reacție este volumul vasului de reacție, atunci

pentru reacții omogene Cu Viteza unei reacții chimice este determinată de cantitatea de substanță reacționată pe unitatea de timp într-o unitate de volum.

Având în vedere că cantitatea de substanță conținută într-un anumit volum caracterizează concentrația substanței, atunci

viteza de reacție este o valoare care indică modificarea concentrației molare a uneia dintre substanțe pe unitatea de timp.

Dacă, la volum și temperatură constante, concentrația unuia dintre reactanți scade de la Cu 1 la Cu 2 pentru perioada de la t 1 la t 2, atunci, în conformitate cu definiția, viteza de reacție pentru o anumită perioadă de timp (viteza medie de reacție) este egală cu:

De obicei, pentru reacțiile omogene dimensiunea vitezei V[mol/l·s].

Deoarece pentru reacțiile eterogene spațiul de reacție este suprafaţă , pe care are loc reacția, apoi pentru reacțiile chimice eterogene, viteza de reacție se referă la unitatea de suprafață pe care are loc reacția. În consecință, viteza medie a unei reacții eterogene are forma:

Unde S– suprafata pe care are loc reactia.

Dimensiunea vitezei pentru reacțiile eterogene este [mol/l·s·m2].

Viteza unei reacții chimice depinde de mai mulți factori:

natura substanțelor care reacţionează;

concentrații de reactanți;

presiune (pentru sisteme de gaz);

temperatura sistemului;

suprafață (pentru sisteme eterogene);

prezența unui catalizator și a altor factori în sistem.

Deoarece fiecare interacțiune chimică este rezultatul unei coliziuni de particule, o creștere a concentrației (numărul de particule dintr-un anumit volum) duce la ciocniri mai frecvente și, în consecință, la o creștere a vitezei de reacție. Dependența vitezei reacțiilor chimice de concentrațiile molare ale reactanților este descrisă de legea de bază a cineticii chimice - legea acțiunii în masă , care a fost formulată în 1865 de N.N Beketov și în 1867 de K.M. Guldberg și P. Waage.

Legea acțiunii în masă citeste: viteza unei reacții chimice elementare la o temperatură constantă este direct proporțională cu produsul concentrațiilor molare ale reactanților în puteri egale cu coeficienţii lor stoichiometrici.

Se numește ecuația care exprimă dependența vitezei de reacție de concentrația fiecărei substanțe ecuația cinetică a reacției .

Trebuie remarcat faptul că legea acțiunii în masă este pe deplin aplicabilă doar celor mai simple reacții omogene. Dacă o reacție are loc în mai multe etape, atunci legea este valabilă pentru fiecare etapă și viteza unui proces chimic complex este determinată de viteza celei mai lente reacții, adică stadiu limitativ întregul proces.

În general, dacă o reacție elementară are loc simultan T molecule de materie OŞi n molecule de materie ÎN:

mO + nÎN = CU,

atunci ecuația pentru viteza de reacție este (ecuația cinetică) are forma:

Unde k– coeficient de proporționalitate, care se numește constantă de viteză reacție chimică; [ O O; [B] – concentrația molară a substanței B; mŞi n– coeficienții stoichiometrici în ecuația de reacție.

A intelege semnificația fizică a constantei vitezei de reacție , este necesar să luăm în ecuațiile scrise mai sus concentrațiile substanțelor care reacţionează [ O] = 1 mol/l și [ ÎN] = 1 mol/l (sau echivalează produsul lor cu unitatea), apoi:

De aici este clar că constanta vitezei de reacție k este numeric egal cu viteza de reacție în care concentrațiile reactanților (sau produsul lor în ecuații cinetice) sunt egale cu unitatea.

Constanta vitezei de reacție k depinde de natura reactanților și de temperatură, dar nu depinde de concentrația reactanților.

Pentru reacțiile eterogene, concentrația fazei solide nu este inclusă în expresia pentru viteza unei reacții chimice.

De exemplu, în reacția de sinteză a metanului:

Dacă are loc o reacție în faza gazoasă, atunci viteza acesteia este afectată semnificativ de o schimbare a presiunii în sistem, deoarece o schimbare a presiunii în faza gazoasă duce la o schimbare proporțională a concentrației. Astfel, o creștere a presiunii duce la o creștere proporțională a concentrației, iar o scădere a presiunii, în consecință, reduce concentrația reactantului gazos.

Modificările de presiune nu au practic niciun efect asupra concentrației substanțelor lichide și solide (starea condensată a materiei) și nu au niciun efect asupra vitezei reacțiilor care au loc în fazele lichide sau solide.

Reacțiile chimice se desfășoară datorită ciocnirii particulelor de substanțe care reacţionează. Cu toate acestea, nu orice coliziune a particulelor reactante este eficient , adică duce la formarea produșilor de reacție. Doar particule cu energie crescută - particule active , sunt capabili să efectueze o reacție chimică. Odată cu creșterea temperaturii, energia cinetică a particulelor crește, iar numărul celor active crește, prin urmare, rata proceselor chimice crește.

Se determină dependența vitezei de reacție de temperatură regula lui van't Hoff : pentru fiecare creștere de 10 0 C a temperaturii, viteza unei reacții chimice crește de două până la patru ori.

V 1 – viteza de reacție la temperatura inițială a sistemului t 1 , V 2 – viteza de reacție la temperatura finală a sistemului t 2 ,

γ – coeficientul de temperatură de reacție (coeficientul van’t Hoff), egal cu 2÷4.

Cunoașterea valorii coeficientului de temperatură γ face posibilă calcularea modificării vitezei de reacție cu creșterea temperaturii de la T 1 la T 2. În acest caz, puteți folosi formula:

Este evident că pe măsură ce temperatura crește în progresie aritmetică, viteza de reacție crește exponențial. Cu cât valoarea coeficientului de temperatură de reacție g este mai mare, cu atât este mai mare efectul temperaturii asupra vitezei de reacție.

Trebuie remarcat faptul că regula lui Van't Hoff este aproximativă și este aplicabilă numai pentru o evaluare aproximativă a efectului modificărilor mici de temperatură asupra vitezei de reacție.

Energia necesară pentru ca reacțiile să apară poate fi furnizată de diverse influențe (căldură, lumină, curent electric, radiații laser, plasmă, radiații radioactive, hipertensiune arterială etc.).

Reacțiile pot fi împărțite în termice, fotochimice, electrochimice, radiații-chimice etc. Cu toate aceste influenţe, proporţia de molecule active care au energie egală sau mai mare decât energia minimă necesară pentru o interacțiune dată E min.

Când moleculele active se ciocnesc, o așa-numită complex activat , în cadrul căruia are loc redistribuirea atomilor.

Energia necesara cresterii energiei medii a moleculelor substantelor care reactioneaza la energia complexului activat se numeste energia de activare Ea.

Energia de activare poate fi considerată ca o anumită energie suplimentară pe care moleculele de reactiv trebuie să o dobândească pentru a depăși o anumită bariera energetică . Astfel, E a raîn diferenţa dintre energia medie a particulelor care reacţionează E ref și energia complexului activat E min. Energia de activare este determinată de natura reactivilor. Sens E a variază de la 0 la 400 kJ. Dacă valoarea E a depășește 150 kJ, atunci astfel de reacții practic nu au loc la temperaturi apropiate de cea standard.

Modificarea energiei unui sistem în timpul unei reacții poate fi reprezentată grafic folosind următoarea diagramă de energie (Figura 6.1).

Orez. 6.1. Diagrama energetică a unei reacții exoterme:

E out este energia medie a substanțelor inițiale; Econd – energia medie a produselor de reacție; E min – energia complexului activat; E act – energie de activare; ΔH р – efectul termic al unei reacții chimice

Din diagrama energetică este clar că diferența dintre valorile energetice ale produselor de reacție și energia substanțelor inițiale va reprezenta efectul termic al reacției.

E cont. – E ref. = ΔН р.

Conform ecuația lui Arrhenius, cu atât valoarea energiei de activare este mai mare E acționează, cu atât constanta de viteză a reacției chimice este mai mare k depinde de temperatura:

E- energia de activare (J/mol),

R - constantă universală de gaz,

T- temperatura in K,

O- constanta lui Arrhenius,

e= 2,718 – baza logaritmilor naturali.

Catalizatori- Acestea sunt substanțe care măresc viteza unei reacții chimice. Ele reacţionează cu reactivii pentru a forma un intermediar chimic şi sunt eliberate la sfârşitul reacţiei. Efectul pe care catalizatorii îl au asupra reacțiilor chimice se numește cataliză.

De exemplu, un amestec de pulbere de aluminiu și iod cristalin la temperatura camerei nu prezintă semne vizibile de interacțiune, dar o picătură de apă este suficientă pentru a provoca o reacție violentă:

Distinge cataliză omogenă (catalizatorul formează un sistem omogen cu substanțele care reacţionează, de exemplu, un amestec de gaze) și eterogen cataliză (catalizatorul și reactanții sunt în faze diferite și procesul catalitic are loc la interfața de fază).

Pentru a explica mecanismul catalizei omogene, cel mai utilizat teoria intermediară (propus de cercetătorul francez Sabatier și dezvoltat în lucrările omului de știință rus N.D. Zelinsky). Conform acestei teorii, un proces lent, de exemplu, reacția:

în prezența unui catalizator are loc rapid, dar în două etape. În prima etapă a procesului, se formează un compus intermediar al unuia dintre reactivii cu catalizatorul A...kat.

Prima etapă:

A + kat = A.∙. kat.

În a doua etapă, compusul rezultat formează un complex activat cu un alt reactiv [ A.∙.kat.∙.B], care se transformă în produsul final AB cu regenerarea catalizatorului kat.

Etapa a doua:

A.∙.kat + B = = AB + kat.

Interacțiunea intermediară a catalizatorului cu reactivii direcționează procesul către mod nou, caracterizat printr-o barieră energetică mai scăzută. Astfel, Mecanismul de acțiune al catalizatorilor este asociat cu o scădere a energiei de activare a reacției datorită formării de compuși intermediari.

Un exemplu ar fi o reacție lentă:

2SO2 + O2 = 2SO3 încet.

În metoda industrială cu azot pentru producerea acidului sulfuric, oxidul de azot (II) este utilizat ca catalizator, care accelerează semnificativ reacția:

Cataliza heterogenă este utilizată pe scară largă în procesele de rafinare a petrolului. Catalizatorii includ platină, nichel, oxid de aluminiu etc. Hidrogenarea ulei vegetal se efectuează pe un catalizator de nichel (nichel pe kieselguhr), etc.

Un exemplu de cataliza heterogenă este oxidarea SO2 la SO3 pe un catalizator V2O5 în producerea acidului sulfuric prin metoda contactului.

Substanțele care măresc activitatea catalizatorului se numesc promotori (sau activatori). În același timp, promotorii înșiși pot să nu aibă proprietăți catalitice.

Otrăvuri catalitice - impurități străine din amestecul de reacție care conduc la parțial sau pierdere completă activitatea catalizatorului. Astfel, urmele de fosfor și arsen provoacă o pierdere rapidă a activității catalizatorului V 2 O 5 în reacția de oxidare a SO 2 la SO 3.

Multe industrii chimice importante, cum ar fi producția de acid sulfuric, amoniac, acid azotic, cauciucul sintetic, o serie de polimeri etc., sunt efectuate în prezența catalizatorilor.

Reacțiile biochimice în organismele vegetale și animale se accelerează catalizatori biochimici – enzime.

Ascuțit Este posibilă încetinirea apariției proceselor chimice nedorite prin adăugarea de substanțe speciale în mediul de reacție - inhibitori. De exemplu, pentru a inhiba procesele nedorite de distrugere prin coroziune a metalelor, diverse inhibitori ai coroziunii metalice .

6.1.1. Întrebări pentru autocontrolul cunoștințelor teorie

pe tema „Cinetică chimică”

1. Ce studiază cinetica chimică?

2. Ce se înțelege în mod obișnuit prin termenul „reactivi”?

3. Ce se înțelege în mod obișnuit prin termenul „produși de reacție”?

4. Cum sunt desemnate procesele reversibile în reacțiile chimice?

5. Ce se înțelege în mod obișnuit prin termenul „complex activat”?

6. Ce este o reacție elementară?

7. Ce reacții sunt considerate complexe?

8. Care stadiu al reacțiilor se numește stadiu limitativ?

9. Definiți conceptul de „fază”?

10. Ce sisteme sunt considerate omogene?

11. Ce sisteme sunt considerate eterogene?

12. Dați exemple de sisteme omogene.

13. Dați exemple de sisteme eterogene.

14. Ce este considerată „molecularitatea” unei reacții?

15. Ce se înțelege prin termenul „viteza unei reacții chimice”?

16. Dați exemple de reacții rapide și lente.

17. Ce se înțelege prin termenul „viteza unei reacții chimice omogene”?

18. Ce se înțelege prin termenul „viteza unei reacții chimice eterogene”?

19. De ce factori depinde viteza unei reacții chimice?

20. Formulați legea de bază a cineticii chimice.

21. Care este constanta de viteză a reacțiilor chimice?

22.De ce factori depinde constanta de viteză a reacțiilor chimice?

23. Concentrațiile ale căror substanțe nu sunt incluse în ecuația cinetică a reacțiilor chimice?

24. Cum depinde viteza unei reacții chimice de presiune?

25. Cum depinde viteza unei reacții chimice de temperatură?

26. Cum este formulată „Regula Van’t Hoff”?

27. Care este „coeficientul de temperatură al unei reacții chimice”?

28. Definiți conceptul de „energie de activare”.

29. Definiți conceptul de „catalizator pentru o reacție chimică”?

30. Ce este cataliza omogenă?

31. Ce este cataliza heterogenă?

32. Cum se explică mecanismul de acțiune al unui catalizator în cataliză omogenă?

33. Dați exemple de reacții catalitice.

34. Ce sunt enzimele?

35. Ce sunt promotorii?

6.1.2. Exemple de rezolvare a unor probleme tipice

pe tema „Cinetică chimică”

Exemplul 1. Viteza de reacție depinde de suprafața de contact a reactanților:

1) acid sulfuric cu soluție de clorură de bariu,

2) arderea hidrogenului în clor,

3) acid sulfuric cu soluție de hidroxid de potasiu,

4) arderea fierului în oxigen.

Viteza reacțiilor eterogene depinde de suprafața de contact a substanțelor care reacţionează. Printre reacțiile de mai sus, o reacție eterogenă, adică caracterizată prin prezența diferitelor faze este reacția de ardere a fierului (fază solidă) în oxigen (fază gazoasă).

Răspuns. 3.

Exemplul 2. Cum se va schimba viteza de reacție?

2H2(g) + O2(G) = 2H2O (g)

când se dublează concentrația substanțelor inițiale?

Să scriem ecuația cinetică a reacției, care stabilește dependența vitezei de reacție de concentrația reactanților:

V 1 = k [N 2 ] 2 · [O 2 ].

Dacă concentrațiile substanțelor inițiale se dublează, ecuația cinetică va lua forma:

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

Când concentrația substanțelor inițiale a fost dublată, viteza acestei reacții a crescut de 8 ori.

Răspuns. 8.

Exemplul 3. Cum se va schimba viteza de reacție dacă presiunea totală în sistem CH 4 (G) + 2O 2 (G) = CO 2 (G) + 2H 2 O (G) este redusă de 5 ori?

În conformitate cu ecuația cinetică a reacției, viteza acestei reacții va fi determinată:

V 1 = k[CH4] · [02]2.

Când presiunea scade cu un factor de cinci, concentrația fiecărei substanțe gazoase va scădea și ea cu un factor de cinci. Ecuația cinetică a reacției în aceste condiții va fi următoarea:

se poate determina că viteza de reacţie a scăzut de 125 de ori.

Răspuns. 125.

Exemplul 4. Cum se va schimba viteza unei reacții caracterizată printr-un coeficient de temperatură de reacție de 3 dacă temperatura din sistem crește de la 20 la 60°C?

Soluţie. Conform regulii lui Van't Hoff

Când temperatura a crescut cu 40 0 ​​C, viteza acestei reacții a crescut de 81 de ori

Răspuns. 81.

6.1.3. Întrebări și exerciții pentru auto-studiu

Viteza reacțiilor chimice

1. În funcţie de conditie fizica reactanți, reacțiile chimice se împart în:

1) exotermic și endotermic,

2) reversibile și ireversibile,

3) catalitice și necatalitice,

4) omogen și eterogen.

2. Indicați numărul sau suma numerelor convenționale sub care sunt date reacții omogene:

3. Indicați numărul sau suma numerelor convenționale sub care sunt date expresii care pot fi folosite pentru a calcula viteza unei reacții omogene:

4. Unitatea de măsură pentru viteza unei reacții omogene poate fi:

1) mol/l s,

3) mol/l·,

4) l/mol·s.

5. Indicați numărul sau suma numerelor condiționate sub care sunt date expresii corecte. În timpul unei reacții omogene

O + 2B® 2 C + D:

1) concentrare OŞi ÎN sunt în scădere

2) concentrare CU crește mai repede decât concentrarea D,

4) concentrare ÎN scade mai repede decât concentrarea O,

8) viteza de reacție rămâne constantă.

6. Ce număr este afișat pe linia care reflectă corect modificarea în timp a concentrației substanței formate în reacție:

7. Modificarea în timp a concentrației substanței inițiale într-o reacție care se finalizează, corect descrie curba:

9. Indicați numărul sau suma numerelor convenționale sub care sunt date reacțiile, a căror viteză nu depinde din ce substanta se calculeaza?

10. Indicați numărul sau suma numerelor condiționate sub care sunt dați factorii care influențează viteza de reacție:

1) natura substanțelor care reacţionează,

2) concentrația substanțelor care reacţionează,

4) temperatura sistemului de reacție,

8) prezența unui catalizator în sistemul de reacție.

11. Legea de bază a cineticii chimice stabilește dependența vitezei de reacție de:

1) temperaturile substanțelor care reacţionează,

2) concentrații de substanțe care reacţionează,

3) natura substanțelor care reacţionează,

4) timpul de reacție.

12. Indicați numărul sau suma numerelor condiționate sub care sunt date enunțurile corecte. Cinetica chimica:

1) secțiunea de fizică,

2) studiază viteza unei reacții chimice,

4) folosește legea acțiunii în masă,

8) studiază dependența vitezei reacțiilor de condițiile de apariție a acestora.

13. Da.Kh. Van't Hoff:

1) primul laureat al Premiului Nobel pentru chimie,

2) a studiat dependența vitezei de reacție de temperatură,

4) a studiat dependența vitezei de reacție de concentrația de substanțe,

8) a formulat legea acțiunii în masă.

14. În aceleași condiții, reacția decurge mai repede:

1) Ca + H20®

3) Mg + H20®

4) Zn + H20®

15. Viteza de degajare a hidrogenului este cea mai mare în reacția:

1) Zn + HCI (soluție 5%)®

2) Zn + HCI (soluție 10%)®

3) Zn + HCI (soluție 15%)®

4) Zn + HCI (soluție 30%)®

16. Concentrația reactantului nici un efect asupra vitezei de reacție dacă această substanță este introdusă în reacție în:

1) stare solidă,

2) stare gazoasă,

3) stare dizolvată.

17. Calculați viteza medie de reacție A + B = C (mol/l×s), dacă se știe că concentrația inițială a lui A a fost de 0,8 mol/l, iar după 10 secunde a devenit 0,6 mol/l.

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

18. Cu cât mol/l au scăzut concentrațiile substanțelor A și B în reacție? O + 2B® 3 C, dacă se știe că în același timp concentrarea CU crescut cu 4,5 mol/l?

D CU A D CU B

19. Calculați viteza medie a reacției 2CO + O 2 ® 2CO 2 (mol/l×s), dacă se știe că concentrația inițială de CO a fost de 0,60 mol/l, iar după 10 secunde a devenit 0,15 mol/l . Cu câți mol/l s-a modificat concentrația de CO 2 în această perioadă de timp?

3) 0,045; 0,045,

20. De câte grade trebuie încălzit sistemul pentru ca viteza reacției care are loc în el să crească de 2-4 ori?

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

21. Viteza de reacție la 20°C este de 0,2 mol/l×s. Determinați viteza de reacție la 60°C (mol/l×s) dacă coeficientul de temperatură al vitezei de reacție este 3.

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

22. Dependența empirică a vitezei de reacție de temperatură corect reflectă ecuația:

23. Viteza de reacție la 20°C este de 0,08 mol/l×s. Calculați viteza de reacție la 0°C (mol/l×s), dacă coeficientul de temperatură al vitezei de reacție este 2.

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

24. De câte ori va crește viteza de reacție când temperatura crește cu 40°C, dacă coeficientul de temperatură al vitezei de reacție este 3?

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

25. Cu câte grade trebuie crescută temperatura pentru a crește viteza de reacție de 64 de ori, dacă coeficientul de temperatură al vitezei de reacție este 4?

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

26. Calculați coeficientul de temperatură al vitezei de reacție dacă se știe că atunci când temperatura crește cu 50 o C, viteza de reacție crește de 32 de ori.

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

27. Motivul creșterii vitezei de reacție cu creșterea temperaturii este o creștere a:

1) viteza de mișcare a moleculelor,

2) numărul de ciocniri între molecule,

3) proporția de molecule active,

4) stabilitatea moleculelor produşilor de reacţie.

28. Indicați numărul sau suma numerelor convenționale sub care sunt date reacțiile pentru care MnO 2 este catalizator:

1) 2KClO 3 ® 2KCl + 3O 2,

2) 2Al + 3I2® 2AlI3,

4) 2H2O2® 2H2O + O2,

8) 2S02 + O2®2S03.

29. Indicați numărul sau suma numerelor convenționale sub care sunt date răspunsurile corecte. Folosind reacții catalitice în industrie se obțin următoarele:

1) acid clorhidric,

2) acid sulfuric,

4) amoniac,

8) acid azotic.

30. Indicați numărul sau suma numerelor convenționale sub care sunt date răspunsurile corecte. Catalizator:

1) participă la reacție,

2) utilizat numai în stare solidă,

4) nu se consumă în timpul reacției,

8) conține în mod necesar un atom de metal în compoziția sa.

31. Indicați numărul sau suma numerelor convenționale sub care sunt date răspunsurile corecte. Următorii sunt utilizați ca catalizatori:

32. Substantele care reduc activitatea unui catalizator se numesc:

1) promotori,

2) regeneratoare,

3) inhibitori,

4) otravuri catalitice.

33. Catalitic nu este reacţie:

1) (C6H10O5) n + n H2O® n C6H12O6,

celuloză

2) 2SO 2 + O 2 ® 2SO 3,

3) 3H2 + N2®2NH3,

4) NH3 + HCI® NH4CI.

34. Sub ce număr este dată ecuația catalizei omogene:

35. Mecanismul de acţiune al catalizatorului reflectă corect afirmaţia. Catalizator:

1) creșterea energiei cinetice a particulelor inițiale, crește numărul de ciocniri ale acestora,

2) formează compuși intermediari cu substanțe inițiale care sunt ușor transformate în substanțe finale,

3) fără a interacționa cu substanțele inițiale, direcționează reacția pe o nouă cale,

4) scăderea energiei cinetice a particulelor inițiale, crește numărul de ciocniri ale acestora.

36. Rolul unui promotor într-o reacție catalitică este că:

1) reduce activitatea catalizatorului,

2) crește activitatea catalizatorului,

3) conduce reacția în direcția dorită,

4) protejează catalizatorul de otrăvurile catalitice.

37. Enzime:

1) catalizatori biologici,

2) au o natură proteică,

4) nu diferă în specificul acțiunii,

8) accelerarea proceselor biochimice în organismele vii.

38. Reacția este eterogenă:

39. Indicați numărul sau suma numerelor convenționale sub care sunt date răspunsurile corecte. Pentru a crește viteza de ardere a cărbunelui: C + O 2 ® CO 2, trebuie să:

1) crește concentrația de O 2,

2) crește concentrația de cărbune,

4) măcinați cărbunele,

8) crește concentrația de dioxid de carbon.

40. Dacă reactantul A este luat în reacție: A t + X gaz ® în stare solidă, atunci viteza de reacție este afectată de:

1) concentrația A,

2) suprafața de contact dintre A și X,

4) masa molară A,

8) concentrația substanței X.

41. Dimensiunea vitezei unei reacții eterogene este:

1) mol/l, 2) mol/cm 3 ×s,

3) mol/l×s 4) mol/cm 2 ×s.

42. Indicați numărul sau suma numerelor convenționale sub care sunt date răspunsurile corecte. Principiul patului fluidizat este utilizat:

1) pentru a crește suprafața de contact a reactivilor,

2) la arderea piritelor,

4) în timpul cracării catalitice a produselor petroliere,

8) pentru a regenera activitatea catalizatorului.

43. Cel mai puţin

1) Na + H2O® 2) Ca + H2O®

3) K + H20® 4) Mg + H20®

44. Graficul prezintă diagramele energetice ale reacției necatalitice și catalitice de descompunere a iodurii de hidrogen. Modificarea energiei de activare reflectă segmentul de energie:

1) b, 2) c, 3) d, 4) b–c.

45. Cel mai mare Reacția descrisă de schemă are energie de activare:

1) AgNO3 + KCl® AgCl + KNO3,

2) BaCl2 + K2SO4® BaS04 + 2KCl,

3) 2Na + 2H2O® 2NaOH + 2H2,

6.2. Echilibrul chimic.

Împreună cu reacții chimice practic ireversibile:

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

Sunt cunoscute numeroase procese atunci când transformarea chimică nu ajunge la final, dar are loc un amestec de echilibru al tuturor participanților și produșilor reacției, situat atât în ​​partea stângă, cât și în partea dreaptă a ecuației reacției stoichiometrice. Astfel, în condiții standard, sistemul este reversibil:

Să luăm în considerare caracteristicile apariției proceselor reversibile folosind exemplul unui sistem, care, în general, are forma:

Cu condiția ca reacțiile înainte → și inversă ← să aibă loc într-o singură etapă, conform legii acțiunii masei, valorile vitezei pentru reacția directă ( V direct) și invers ( V reacțiile sunt descrise prin următoarele ecuații cinetice:

Unde k Drept Şi k arr - constantele de viteză, respectiv, ale reacțiilor directe și inverse.

În momentul inițial de timp (vezi Fig. 6.2), concentrațiile substanțelor inițiale [A] și [B], și deci viteza reacției directe, au o valoare maximă. Concentrațiile produselor de reacție [C] și [D] și viteza reacției inverse în momentul inițial sunt zero. În timpul reacției, concentrațiile substanțelor inițiale scad, ceea ce duce la o scădere a vitezei reacției directe. Concentrațiile produselor de reacție și, în consecință, viteza reacției inverse crește. În cele din urmă, vine un moment în care ratele reacțiilor directe și inverse devin egale.

Starea sistemului în care V Drept = V arr. numit echilibru chimic. Acest echilibru este dinamic , deoarece în sistem are loc o reacție bidirecțională - în direct ( OŞi B– reactivi, CŞi D– produse) și invers ( OŞi B– produse, C și D– reactivi) direcţii.

V arr.

Timp de reacție

Orez. 6.2. Dependența ratelor reacțiilor directe și inverse

din momentul apariţiei lor.

Într-un sistem reversibil în echilibru, se numesc concentrațiile tuturor participanților la proces concentrații de echilibru, întrucât în ​​acest caz atât reacțiile înainte cât și invers au loc constant și cu aceeași viteză.

O caracteristică cantitativă a echilibrului chimic poate fi derivată utilizând cea adecvată ecuații cinetice :

Deoarece constantele vitezei de reacție la o temperatură fixă ​​sunt constante, raportul va fi de asemenea constant

numit constanta de echilibru chimic. Echivalând părțile din dreapta ale ecuațiilor cinetice pentru reacțiile direct și invers, putem obține:

Unde K r– constantă de echilibru chimic, exprimată în termeni de concentrații de echilibru ale participanților la reacție.

Constanta de echilibru chimic este raportul dintre produsul concentrațiilor de echilibru ale produselor de reacție și produsul concentrațiilor de echilibru ale substanțelor inițiale în puteri ale coeficienților lor stoichiometrici.

De exemplu, pentru o reacție reversibilă

Expresia constantei de echilibru are forma:

Dacă în procesul unei transformări chimice sunt implicate două sau mai multe faze, atunci expresia constantei de echilibru ar trebui să ia în considerare numai acelea dintre ele în care au loc modificări ale concentrațiilor reactanților. De exemplu, în expresia pentru constanta de echilibru pentru sistem

numărul total de moli de substanțe gazoase înainte și după reacție rămâne constant și presiunea din sistem nu se modifică. Echilibrul în acest sistem nu se schimbă atunci când presiunea se schimbă.

Influența schimbărilor de temperatură asupra deplasării echilibrului chimic.

În fiecare reacție reversibilă, una dintre direcții corespunde unui proces exotermic, iar cealaltă unui proces endotermic. Deci, în reacția de sinteză a amoniacului, reacția directă este exotermă, iar reacția inversă este endotermă.

1) concentrațiile de H 2, N 2 și NH 3 nu se modifică în timp,

3) numărul de molecule de NH3 care se descompun pe unitate de timp este egal cu jumătate din numărul total de molecule de H2 și N2 formate în acest timp,

4) numărul total Moleculele de H2 și N2 transformate în NH3 pe unitate de timp este egal cu numărul de molecule de NH3 formate în același timp.

49. Indicați numărul sau suma numerelor convenționale sub care sunt date răspunsurile corecte. Echilibrul chimic în sistem: 2SO 2 + O 2 2SO 3 ∆Н ˂0 va fi perturbat de:

1) reducerea presiunii în sistem,

2) încălzire,

4) creșterea concentrației de oxigen.

50. Indicați numărul sau suma numerelor convenționale sub care sunt date răspunsurile corecte. Pentru a deplasa echilibrul în sistemul N 2 + 3H 2 2NH 3 ∆H ˂0 la stânga, trebuie să:

1) introduceți H2 în sistem,

2) îndepărtați NH3 din sistem,

4) crește tensiunea arterială,

8) crește temperatura.

51. Pentru a deplasa echilibrul reacției 2SO 2 + O 2 2SO 3 ∆Н ˂0 la dreapta, este necesar:

1) încălziți sistemul,

2) introduceți O 2 în sistem,

4) introduceți SO 3 în sistem,

8) reduceți presiunea din sistem.

52. Regula (principiul) lui Le Chatelier nu corespunde declaraţie:

1) o creștere a temperaturii deplasează echilibrul către o reacție endotermă;

2) o scădere a temperaturii deplasează echilibrul către o reacție exotermă;

3) o creștere a presiunii deplasează echilibrul către o reacție care duce la creșterea volumului;

N2 + O2∆H ~0,2H2O (abur), 2NH3 cat. 3H2 + N2. B,

2) k 1 H = k 2 2 ,

67. Pentru constanta de echilibru ( Kp) afectează:

1) presiune,

2) temperatura,

3) concentrare,

4) catalizator.

Să ne tratăm la școală ca chimie ca unul dintre cele mai dificile și, prin urmare, „neiubite”, subiecte, dar nu are rost să argumentăm că chimia este importantă și semnificativă, deoarece argumentul este sortit eșecului. Chimia, ca și fizica, ne înconjoară: este molecule, atomi, din care constau substante, metale, nemetale, conexiuni etc Prin urmare chimie- una dintre cele mai importante și extinse domenii ale științelor naturale.

Chimie–este știința substanțelor, a proprietăților și transformărilor lor.

Materia de chimie sunt forme de existenţă a obiectelor lumii materiale.În funcție de ce obiecte (substanțe) studiază chimia, chimia este de obicei împărțită în anorganicŞi organic. Exemple de substanțe anorganice sunt oxigen, apă, silice, amoniac și sifon, exemple de substanțe organice - metan, acetilenă, etanol, acid acetic și zaharoză.

Toate substanțele, precum clădirile, sunt construite din cărămizi - particuleși sunt caracterizate un anumit set de proprietăți chimice– capacitatea substanțelor de a participa la reacții chimice.

Reacții chimice - Acestea sunt procesele de formare a substanțelor cu compoziție complexă din cele mai simple, trecerea unor substanțe complexe la altele, descompunerea substanțelor complexe în mai multe substanțe de compoziție mai simplă. Cu alte cuvinte, reactii chimice- Acestea sunt transformările unei substanțe în alta.

Cunoscut în prezent multe milioane de substante, li se adaugă constant substanțe noi – atât descoperite în natură, cât și sintetizate de om, adică. obtinut artificial. Numărul de reacții chimice este nelimitat, adică nemăsurat de grozav.

Să ne amintim conceptele de bază ale chimiei - substanță, reacții chimice etc.

Conceptul central al chimiei este conceptul substanţă. Fiecare substanță are set unic de caracteristici– proprietăți fizice care determină individualitatea fiecărei substanțe specifice, de exemplu, densitate, culoare, vâscozitate, volatilitate, puncte de topire și de fierbere.

Toate substanțele pot fi în trei stări de agregare – greu (gheaţă), lichid (apa) si gazos (aburi) în funcție de condițiile fizice exterioare. După cum vedem, apa H2O prezentate în toate condiţiile enunţate.

Proprietăți chimice substanţele nu depind de starea lor de agregare, ci proprietăți fizice, dimpotrivă, depind. Da, în orice stare de agregare sulf S asupra formelor de ardere dioxid de sulf SO2, adică prezintă aceleași proprietăți chimice, dar proprietăți fizice sulf foarte diferit în diferite stări de agregare: de exemplu, densitatea sulfului lichid este egală cu 1,8 g/cm 3 sulf solid 2,1 g/cm3și sulf gazos 0,004 g/cm3.

Proprietățile chimice ale substanțelor sunt dezvăluite și caracterizate prin reacții chimice. Reacțiile pot apărea în amestecuri diverse substanțe, și în cadrul aceleiași substanțe. Când apar reacții chimice, se formează întotdeauna substanțe noi.

Reacțiile chimice sunt descrise în termeni generali ecuația reacției: Reactivi → Produse, Unde reactivi - acestea sunt materiile prime luate pentru realizarea reacției și produse - Acestea sunt substanțe noi care se formează în urma unei reacții.

Reacțiile chimice sunt întotdeauna însoțite efecte fizice- ar putea fi absorbția sau eliberarea de căldură, modificările stării de agregare și culoarea substanțelor; progresul reacțiilor este adesea judecat după prezența acestor efecte. Da, descompunere malachit mineral verde insotita de absorbția căldurii(de aceea reacția are loc atunci când este încălzită) și, ca urmare a descompunerii, oxid de cupru (II) negru solidși substanțe incolore - dioxid de carbon CO2 și apă lichidă H2O.

Reacțiile chimice trebuie distinse de procese fizice, care modifică doar forma exterioară sau starea de agregare ținerea substanței (dar nu compoziția acesteia); cele mai frecvente sunt acestea procese fizice, Cum zdrobire, presare, co-fuziune, amestecare, dizolvare, filtrare a precipitatului, distilare.

Cu ajutorul reacțiilor chimice se pot obține substanțe practic importante care se găsesc în natură cantități limitate (îngrășăminte cu azot) sau nu apar deloc ( sintetic medicamente, fibre chimice, materiale plastice). Cu alte cuvinte, chimia ne permite sintetiza substantelor necesare vietii umane. Dar producția chimică aduce, de asemenea, mult rău mediului - sub formă de poluare, emisii nocive, otrăvire a florei și faunei, De aceea utilizarea chimiei trebuie să fie rațională, atentă și adecvată.

blog.site, atunci când copiați materialul integral sau parțial, este necesar un link către sursa originală.