V. Kinetyka chemiczna i równowaga chemiczna

Cel pracy: zbadanie wpływu temperatury na szybkość reakcji stężenia na przesunięcie równowagi chemicznej. Uzasadnienie teoretyczne: Szybkość reakcji chemicznej to ilość substancji, która reaguje lub powstaje w wyniku reakcji w jednostce czasu na jednostkę objętości w przypadku reakcji jednorodnych lub na jednostkę powierzchni rozdziału faz w przypadku reakcji heterogenicznych. Jeżeli w ciągu pewnego czasu...

Udostępnij swoją pracę w sieciach społecznościowych

Jeśli ta praca Ci nie odpowiada, na dole strony znajduje się lista podobnych prac. Możesz także skorzystać z przycisku wyszukiwania

„Państwowy Uniwersytet Techniczny Naftowy w Ufa”

Katedra „Chemii Ogólnej i Analitycznej”

RAPORT

Do pracy laboratoryjnej nr 1

„Kinetyka i równowaga chemiczna”

Studentka grupy _______________ E.V. Beletkova

BTS-14-01

Profesor nadzwyczajny _______________S.B. Denisova

2014

Cel pracy : badanie wpływu temperatury na szybkość reakcji, stężenie na przesunięcie równowagi chemicznej.

Podłoże teoretyczne:

Szybkość reakcji chemicznejto ilość substancji, która reaguje lub powstaje w wyniku reakcji w jednostce czasu na jednostkę objętości (w przypadku reakcji jednorodnych) lub na jednostkę powierzchni styku (w przypadku reakcji heterogenicznych).

Jeśli w pewnym okresie czasu ∆τ = τ 2  τ 1 stężenie jednej z substancji biorących udział w reakcji zmniejsza się o ∆C = C 2 - C 1 , to średnia szybkość reakcji chemicznej w określonym czasie jest równa

Wartość V wyraża szybkość procesu chemicznego w pewnym okresie czasu. Zatem im mniejsze ∆τ, tym bliższa będzie prędkość średnia prędkości rzeczywistej.

Szybkość reakcji chemicznej zależy od następujących czynników:

charakter i stężenie reagujących substancji;
temperatura układu reakcyjnego;
obecność katalizatora;
ciśnienie,
wielkość granicy faz i szybkość mieszania układu (dla reakcji heterogenicznych);
rodzaj rozpuszczalnika.

Wpływ stężeń odczynników. Szybkość reakcji jest proporcjonalna do liczby zderzeń cząsteczek reagujących substancji. Liczba zderzeń jest z kolei tym większa, im większe jest stężenie każdej z substancji wyjściowych.

Ogólne sformułowanie wpływu stężenia na szybkość reakcji chemicznej podaje wzórprawo akcji masowej(1867, Guldberg, Waage, Beketow).

W stałej temperaturze szybkość reakcji chemicznej jest proporcjonalna do iloczynu stężeń reagujących substancji, wyrażonych w potęgach ich współczynników wyrównujących (stechiometrycznych).

Dla reakcji aA + bB = cC V = K[A]a[B]v,

gdzie K współczynnik proporcjonalności lub stała prędkości;

 stężenie odczynnika w mol/l.

Jeżeli [A] = 1 mol/l, [B] = 1 mol/l, to V=K , stąd fizyczne znaczenie

stałe szybkości K: stała szybkości jest równa szybkości reakcji przy stężeniach reagentów równych jedności.

Wpływ temperatury na szybkość reakcji. Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta częstotliwość zderzeń reagujących cząsteczek, a co za tym idzie, wzrasta szybkość reakcji.

Ilościowy wpływ temperatury na szybkość reakcji jednorodnych można wyrazić regułą Van't Hoffa.

Zgodnie z zasadą Van't Hoffa, gdy temperatura wzrasta (spada) o 10 stopni, szybkość reakcji chemicznej wzrasta (maleje) 2-4 razy:

Lub ,

gdzie V (t 2) i V (t 1) szybkość reakcji chemicznej w odpowiednich temperaturach;τ (t 2) i τ (t 1) czas trwania reakcji chemicznej w odpowiednich temperaturach;γ Współczynnik temperaturowy Van't Hoffa, który może przyjmować wartość liczbową z zakresu 2-4.

Energia aktywacji. Nadmiar energii, jaki muszą posiadać cząsteczki, aby ich zderzenie doprowadziło do powstania nowej substancji, nazywa się energią aktywacji danej reakcji (wyrażaną w kJ/mol). Jedną z metod aktywacji jest zwiększenie temperatury: wraz ze wzrostem temperatury znacznie wzrasta liczba aktywnych cząstek, przez co gwałtownie wzrasta szybkość reakcji.

Zależność szybkości reakcji od temperatury wyraża równanie Arrheniusa:

gdzie K jest stałą szybkości reakcji chemicznej; E.A energia aktywacji;

R uniwersalna stała gazowa; Stała; do potęgi podstawa logarytmów naturalnych.

Energię aktywacji można wyznaczyć, jeśli znane są dwie wartości stałej szybkości K 1 i K. 2 odpowiednio w temperaturze T 1 i T2 , według następującego wzoru:

Bilans chemiczny.

Wszystkie reakcje chemiczne można podzielić na dwie grupy: nieodwracalne i odwracalne. Nieodwracalne reakcje przebiegają do momentu całkowitego zużycia jednego z reagentów, tj. płynąć tylko w jednym kierunku. Reakcje odwracalne nie przebiegają do końca. W reakcji odwracalnej żaden z reagentów nie ulega całkowitemu zużyciu. Odwracalna reakcja może zachodzić zarówno w kierunku do przodu, jak i do tyłu.

Równowaga chemiczna to stan układu, w którym szybkości reakcji do przodu i do tyłu są równe.

Dla reakcji odwracalnej

m ZA + n B ⇄ p do + q re

stała równowagi chemicznej wynosi

W odwracalnych reakcjach chemicznych równowaga zachodzi w momencie, gdy stosunek iloczynu stężeń produktów podniesionych do potęg równych współczynnikom stechiometrycznym do iloczynu stężeń substancji wyjściowych, również podniesionych do odpowiednich potęg, jest równy pewnej stałej wartość zwaną stałą równowagi chemicznej.

Stała równowagi chemicznej zależy od rodzaju reagentów i temperatury. Stężenia, przy których ustala się równowaga, nazywane są równowagą. Zmiana warunków zewnętrznych (stężenie, temperatura, ciśnienie) powoduje przesunięcie równowagi chemicznej w układzie i jego przejście do nowego stanu równowagi.

Takie przejście układu reakcyjnego z jednego stanu do drugiego nazywa się przesunięciem (lub przesunięciem) równowagi chemicznej.

Kierunek przesunięcia równowagi chemicznej wyznacza zasada Le Chateliera:Jeśli na układ znajdujący się w stanie równowagi chemicznej zostanie zastosowany jakiś wpływ zewnętrzny (zmiana stężenia, temperatury, ciśnienia), wówczas w układzie tym spontanicznie zachodzą procesy, które mają tendencję do osłabiania powstałego efektu.

Wzrost stężenia jednego z odczynników wyjściowych przesuwa równowagę w prawo (wzmocnienie reakcji bezpośredniej); Wzrost stężenia produktów reakcji przesuwa równowagę w lewo (reakcja odwrotna nasila się).

Jeżeli reakcja przebiega ze wzrostem liczby cząsteczek gazu (tj. po prawej stronie równania reakcji całkowita liczba cząsteczek gazu jest większa niż liczba cząsteczek substancji gazowych po lewej stronie), to wzrost ciśnienie zapobiega reakcji, a spadek ciśnienia sprzyja reakcji.

Wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesuwa się w stronę reakcji endotermicznej, a wraz ze spadkiem temperatury w stronę reakcji egzotermicznej.

Katalizator zmienia szybkość reakcji do przodu i do tyłu o tę samą liczbę razy. Katalizator nie powoduje zatem przesunięcia równowagi, a jedynie skraca lub wydłuża czas potrzebny do osiągnięcia równowagi.

Doświadczenie nr 1 Zależność szybkości reakcji jednorodnej od stężenia odczynników wyjściowych.

Przyrządy, sprzęt: probówki, stoper, roztwory tiosiarczanu sodu ( III ), rozdz. kwas siarkowy (1M), woda.
Metodologia: Zależność tę można zbadać na klasycznym przykładzie jednorodnej reakcji tiosiarczanu sodu z kwasem siarkowym, postępując według równania

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + S↓ + SO 2 + H 2 O.

Początkowo siarka tworzy z wodą roztwór koloidalny (ledwo wyczuwalne zmętnienie). Należy mierzyć czas od momentu odsączenia do pojawienia się ledwo zauważalnego zmętnienia stoperem. Znając czas reakcji (w sekundach) można określić względną szybkość reakcji, tj. odwrotność czasu: .

Do doświadczenia należy przygotować trzy suche, czyste probówki i ponumerować je. Do pierwszego dodaj 4 krople roztworu tiosiarczanu sodu i 8 kropli wody; w drugim 8 kroplach tiosiarczanu sodu i 4 krople wody; w trzeciej 12 kropli tiosiarczanu sodu. Wstrząsnąć probówkami.

Jeśli warunkowo oznaczymy stężenie molowe tiosiarczanu sodu w probówce 1 jako „c”, to odpowiednio w probówce 2 będzie 2 s mol, w probówce 3 3 s mol.

Do probówki nr 1 dodać jedną kroplę kwasu siarkowego i jednocześnie włączyć stoper: potrząsając probówką, obserwować pojawienie się zmętnienia probówki, trzymając ją na wysokości oczu. Gdy pojawi się najmniejsze zmętnienie, zatrzymaj stoper, zanotuj czas reakcji i zapisz go w tabelce.

Wykonaj podobne doświadczenia z drugą i trzecią probówką. Wprowadź dane doświadczalne do dziennika laboratoryjnego w formie tabeli...

Probówka nr.	Liczba kropli Na2S2O3	Liczba kropli wody	Liczba kropli H2SO4	Stężenie Na 2 S 2 O 3 w molach	Czas reakcji τ, s	Prędkość względna V =1/τ, c-1
					26,09	3,83
					12,19
					8,27	12,09

Wykres szybkości reakcji w zależności od stężenia tiosiarczanu sodu.

Wniosek: wraz ze wzrostem stężenia tiosiarczanu sodu szybkość tej reakcji wzrasta. Wykres zależności jest linią prostą przechodzącą przez początek.

Doświadczenie nr 2. Badanie zależności szybkości jednorodnej reakcji od temperatury.

Przyrządy i sprzęt: probówki, stoper, termometr, roztwory tiosiarczanu sodu ( III ), kwas siarkowy (1M)
Metodologia:

Przygotuj trzy czyste, suche probówki i ponumeruj je. Do każdego z nich dodać 10 kropli roztworu tiosiarczanu sodu. Probówkę nr 1 umieścić w szklance wody o temperaturze pokojowej i po 1…2 minutach zanotować temperaturę. Następnie do probówki dodaj jedną kroplę kwasu siarkowego, jednocześnie włącz stoper i zatrzymaj go, gdy pojawi się słabe, ledwo zauważalne zmętnienie. Zapisz czas w sekundach od momentu dodania kwasu do probówki do pojawienia się zmętnienia. Zapisz wynik w tabeli.

Następnie zwiększ temperaturę wody w szklance dokładnie o 10 0 albo przez podgrzanie na gorącej płycie, albo przez zmieszanie z gorącą wodą. Do tej wody włóż probówkę nr 2, przytrzymaj przez kilka minut i dodaj jedną kroplę kwasu siarkowego, jednocześnie włączając stoper, potrząsaj probówką z jej zawartością w szklance wody, aż do pojawienia się zmętnienia. Jeżeli pojawi się ledwo zauważalne zmętnienie, wyłącz stoper i wprowadź odczyty stopera do tabeli. Przeprowadź podobny eksperyment z trzecią probówką. Najpierw zwiększ temperaturę w szkle o kolejne 10 0 , włóż do niej probówkę nr 3, przytrzymaj przez kilka minut i dodaj jedną kroplę kwasu siarkowego, włączając stoper i potrząsając probówką.

Przedstaw wyniki eksperymentów na wykresie, wykreślając prędkość na osi rzędnych i temperaturę na osi odciętych.

Wyznacz współczynnik temperaturowy reakcji γ

Probówki

Temperatura

t, 0 C

Czas reakcji

τ, s

Prędkość względna

reakcje

1/τ,s -1

Współczynnik temperatury

26,09

17,22

10,74

3,83

5,81

9,31

1,51

1,55

Wykres szybkości reakcji w funkcji temperatury.

Wniosek: podczas eksperymentu obliczono średni współczynnik temperaturowy, który okazał się równy 1,55. Idealnie tak jest

2-4. Odchylenie od ideału można wytłumaczyć błędem w pomiarze czasu zmętnienia roztworu. Wykres szybkości reakcji w funkcji temperatury ma postać gałęzi paraboli, która nie przechodzi przez 0. Wraz ze wzrostem temperatury szybkość reakcji wzrasta

Doświadczenie nr 3 Wpływ stężenia reagentów na równowagę chemiczną.

Przyrządy i sprzęt: probówki, chlorek potasu (krystaliczny), roztwory chlorku żelaza ( III ), tiocyjanian potasu (nasycony), woda destylowana, butla
Metodologia:

Klasycznym przykładem reakcji odwracalnej jest interakcja między chlorkiem żelaza i tiocyjanianem potasu:

FeCl 3 + 3 KCNS ⇄ Fe(CNS) 3 + 3 KCl.

Czerwony

Powstały tiocyjanian żelaza ma kolor czerwony, którego intensywność zależy od stężenia. Zmieniając barwę roztworu, można ocenić zmianę równowagi chemicznej w zależności od wzrostu lub spadku zawartości tiocyjanianu żelaza w mieszaninie reakcyjnej. Utwórz równanie na stałą równowagi tego procesu.

Do miarki lub cylindra wlej 20 ml wody destylowanej i dodaj jedną kroplę nasyconego roztworu chlorku żelaza ( III ) i jedną kroplę nasyconego roztworu tiocyjanianu potasu. Wlać powstały kolorowy roztwór równomiernie do czterech probówek. Ponumeruj probówki.

Do pierwszej probówki dodaj jedną kroplę nasyconego roztworu chlorku żelaza ( III ) Do drugiej probówki dodaj jedną kroplę nasyconego roztworu tiocyjanianu potasu Do trzeciej probówki dodaj krystaliczny chlorek potasui energicznie wstrząśnij. Czwarta probówka- dla porownania.

W oparciu o zasadę Le Chateliera wyjaśnij, co powoduje zmianę koloru u każdego osobnika sprawa.

Wyniki doświadczenia zapisz w tabeli w formularzu

probówki

dodany

Zmiana

intensywność

kolorowanie

Kierunek przesunięcia równowagi

(prawo lewo)

W pierwszym i drugim przypadku zwiększyliśmy stężenie substancji wyjściowych, dzięki czemu uzyskano intensywniejszy kolor. Co więcej, w drugim przypadku kolor jest ciemniejszy ze względu na koncentrację KSCN zmienia się w tempie sześciennym. W trzecim doświadczeniu zwiększaliśmy stężenie substancji końcowej, przez co barwa roztworu stała się jaśniejsza.

Wniosek: wraz ze wzrostem stężenia substancji wyjściowych równowaga przesuwa się w kierunku tworzenia produktów reakcji. Wraz ze wzrostem stężenia produktów równowaga przesuwa się w kierunku tworzenia substancji wyjściowych.

Wnioski ogólne: w trakcie doświadczeń ustalono doświadczalnie zależność szybkości reakcji od stężenia substancji wyjściowych (im wyższe stężenie, tym większa szybkość reakcji), zależność szybkości reakcji od temperatury (im wyższa temperatura, im większa szybkość reakcji); jak stężenie substancji reagujących wpływa na równowagę chemiczną (wraz ze wzrostem stężenia substancji wyjściowych równowaga chemiczna przesuwa się w kierunku tworzenia produktów; wraz ze wzrostem stężenia produktów równowaga chemiczna przesuwa się w stronę tworzenia substancji wyjściowych) )

Inne podobne prace, które mogą Cię zainteresować.vshm>
10376.		Kinetyka procesów chemicznych i biochemicznych	52,88 kB
	Zmiana szybkości jakiejkolwiek reakcji może być przyczyną rozwoju patologii lub leżeć u podstaw funkcji ochronnej organizmu. Podstawowe pojęcia kinetyki chemicznej obejmują mechanizm i szybkość reakcji chemicznej. Mechanizm reakcji to kolejność i charakter etapów danego procesu chemicznego. W zależności od mechanizmu reakcje mogą być: proste, jednoetapowe, przykład: reakcje jonowe; kompleks przebiega w kilku etapach.Przykład: tworzenie się wody z tlenu i wodoru.
13123.		Termodynamika i kinetyka procesów z udziałem fazy stałej	177,55 kB
	Z przebiegu termodynamiki klasycznej wiadomo, że równania termodynamiczne dotyczą właściwości dowolnego układu równowagi, z których każdy można zmierzyć niezależnymi metodami. W szczególności przy stałym ciśnieniu zależność jest ważna
9161.		Ewolucja chemiczna Ziemi	24,45 kB
	Mówiono już wcześniej, że wykorzystanie komputerów umożliwiło budowanie i obliczanie na różnych modelach powstania i rozwoju Układu Słonecznego, a zwłaszcza Ziemi. Ewolucja chemiczna Ziemi Podczas ewolucji Ziemi ukształtowały się pewne proporcje różnych pierwiastków. Ziemia, najmasywniejsza z planet wewnętrznych, przeszła najtrudniejszą ścieżkę ewolucji chemicznej. Należy podkreślić, że historia geologiczna Ziemi...
21607.		Korozja chemiczna. Metody ochrony przed korozją	21,93 kB
	Maszyny i urządzenia wykonane z metali i stopów ulegają korozji podczas użytkowania w środowisku naturalnym lub technologicznym. W wyniku korozji zmieniają się właściwości metalu i często pogarszają się jego właściwości użytkowe. Metal podczas korozji może ulec częściowemu lub całkowitemu zniszczeniu.
12744.		Charakterystyka chemiczna wód naturalnych – obiekty kontroli środowiskowo-analitycznej	82,84 kB
	Wody naturalne jako systemy rozproszone. Wodorowy wskaźnik pH - wpływ niskich stężeń kwasów i zasad na pH wody naturalnej. Wody naturalne jako systemy rozproszone. Przedmiotem środowiskowej kontroli analitycznej jest woda: słodka powierzchniowa podziemna woda morska, a także wody opadowe, roztopowe i ścieki odprowadzane do jednolitych części wód powierzchniowych.
7451.		Równowaga rynkowa	89,02 kB
	Elastyczność popytu. Interakcja podaży i popytu. Ilość popytu to ilość dobra, którą konsumenci są skłonni kupić po danej cenie w jednostce czasu. Prawo popytu.
3093.		Równowaga makroekonomiczna w modelu „AD-AS”.	6,72 kB
	Zagregowany popyt to całkowita ilość towarów i usług, które gospodarstwa domowe, przedsiębiorstwa i rząd zamierzają kupić za granicą przy różnych poziomach cen w kraju. Krzywa D obrazuje zmianę zagregowanego poziomu wszystkich wydatków gospodarczych gospodarstw domowych w kraju i za granicą w zależności od zmian poziomu cen. Ujemne nachylenie krzywej D tłumaczy się: wpływem stopy procentowej, jeśli nastąpi wzrost poziomu cen w kraju, to następuje wzrost stopy procentowej i w konsekwencji zmniejszenie popytu inwestycyjnego I...
16735.		Równowaga stochastyczna w sieciach transportowych	73,81 kB
	Modele wyboru Załóżmy, że decydent stoi przed zadaniem wyboru jednej z alternatyw. Każdą z alternatyw można powiązać z określoną użytecznością, jaką uzyskuje decydent w przypadku wyboru alternatywy. Jeśli znany jest rozkład wartości, można obliczyć prawdopodobieństwo, że decydent wybierze konkretną alternatywę. Funkcję tę nazwiemy funkcją selekcji.
13374.		Długookresowa równowaga konkurencyjnej firmy	31,87 kB
	Struktura kosztów typowego przedsiębiorstwa w krótkim okresie ma postać krzywych STC1 i SMC1 Rys. 9 Długoterminowa równowaga przemysłu doskonale konkurencyjnego Mechanizm kształtowania się długoterminowej równowagi W tych warunkach optymalna wielkość produkcji spółka w krótkim okresie będzie wynosić q1 jednostek. Produkcja tej ilości zapewnia przedsiębiorstwu dodatni zysk ekonomiczny, ponieważ cena rynkowa P1 przewyższa średnie krótkoterminowe koszty przedsiębiorstwa STC1.
3500.		Równowaga na rynku. Cena równowagi	9,97 kB
	Na konkurencyjnym rynku podaż i popyt oddziałują na siebie, co skutkuje ustanowieniem równowagi rynkowej. Nakładając krzywe popytu i podaży, wyznacza się cenę równowagi E, określa optymalny stosunek podaży do popytu.W celu określenia krótkoterminowych lub długoterminowych perspektyw rozwoju podaży i popytu wprowadza się czynnik czasu.

Wyszukiwanie w witrynie:

2KINETYKA CHEMICZNA I RÓWNOWAGA CHEMICZNA

2.1 KINETYKA REAKCJI CHEMICZNYCH

Reakcje chemiczne zachodzą z różną szybkością. Niektóre z nich trwają całkowicie w ułamkach sekundy (eksplozja), inne w ciągu minut, godzin, dni i długich okresów czasu. Ponadto ta sama reakcja może przebiegać szybko w pewnych warunkach (na przykład w podwyższonych temperaturach), a wolno w innych (na przykład po ochłodzeniu). Co więcej, różnica w szybkości tej samej reakcji może być bardzo duża.

Rozważając kwestię szybkości reakcji, należy rozróżnić reakcje jednorodne i heterogeniczne. Ściśle powiązane z tymi pojęciami jest pojęcie fazy.

Faza jest częścią systemu oddzieloną od innych części interfejsem, podczas przejścia, przez który następuje gwałtowna zmiana właściwości.

W objętości fazy zachodzi jednorodna reakcja [przykład - oddziaływanie wodoru i tlenu z powstawaniem pary wodnej: H2 (g) + O2 (g) → H 2 O(g)], a jeśli reakcja jest niejednorodna, to zachodzi na granicy faz [np. spalanie węgla: C(s) + O2(g) → CO2 (g)].

Szybkość reakcji jednorodnej to ilość substancji, która reaguje lub powstaje podczas reakcji w jednostce czasu na jednostkę objętości fazy:

Gdzie N- ilość substancji, mol; V- objętość fazowa, l;τ - czas; Z- stężenie, mol/l.

Szybkość reakcji heterogenicznej to ilość substancji, która reaguje lub powstaje podczas reakcji w jednostce czasu na jednostkę powierzchni fazy:

Gdzie S- obszar interfejsu fazowego.

Do najważniejszych czynników wpływających na szybkość reakcji jednorodnej należą: rodzaj reagentów, ich stężenia, temperatura i obecność katalizatorów.

Zależność szybkości reakcji od stężenia reagentów. Reakcja pomiędzy cząsteczkami zachodzi podczas ich zderzenia. Dlatego szybkość reakcji jest proporcjonalna do liczby zderzeń, jakim ulegają cząsteczki reagujących substancji. Im wyższe stężenie każdej z substancji wyjściowych, tym większa liczba zderzeń. Na przykład szybkość reakcji A + B→ Proporcjonalnie do iloczynu stężeń A i B:

w = k · [A] · [B],

Gdzie k- współczynnik proporcjonalności, zwany stałą szybkości reakcji. Znacząca wartość k równa szybkości reakcji w przypadku, gdy stężenie reagentów wynosi 1 mol/l.

Ten stosunek wyraża prawo akcji masowej Prawo to nazywane jest także prawem istniejący wt. : W stałej temperaturze szybkość reakcji chemicznej jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężeń reagentów.

Znacznie rzadziej reakcja zachodzi w wyniku jednoczesnego zderzenia trzech reagujących cząstek. Na przykład reakcja

2A+B → A 2 B

może przejść przez potrójną kolizję:

+ A + B→ A 2 B

Następnie, zgodnie z prawem działania mas, w wyrażeniu szybkości reakcji uwzględnia się stężenie każdej z reagujących substancji w stopniu równym współczynnikowi w równaniu reakcji:

w = k · [A] · [A] · [B] = k · [A] 2 [B]

Nazywa się sumę wykładników w równaniu prawa działania mas kolejność reakcji. Przykładowo w tym drugim przypadku reakcja jest trzeciego rzędu (drugiego – w odniesieniu do substancji A i pierwszego – w odniesieniu do substancji B).

Zależność szybkości reakcji od temperatury. Jeśli skorzystamy z wyników zliczania liczby zderzeń pomiędzy cząsteczkami, liczba zderzeń będzie tak duża, że wszystkie reakcje muszą zachodzić natychmiast. Sprzeczność tę można wytłumaczyć faktem, że w reakcji biorą udział tylko cząsteczki o określonej energii.

Nazywa się nadmiar energii, jaki muszą posiadać cząsteczki, aby ich zderzenie doprowadziło do powstania nowej substancji energia aktywacji (patrz rysunek 2.1).

Rysunek 2.1 - Wykres energii reakcji tworzenia produktu AB z substancji wyjściowych A i B. Jeżeli energia zderzenia cząsteczek A i B jest większa lub równa energie aktywacji E.A , wówczas bariera energetyczna zostaje pokonana i następuje ruch wzdłuż współrzędnej reakcji R od materiałów wyjściowych do produktu. W przeciwnym wypadku dochodzi do sprężystego zderzenia cząsteczek A i B. Szczyt bariery energetycznej odpowiada stanowi przejściowemu (kompleksowi aktywowanemu), w którym częściowo tworzy się wiązanie AB.

Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta liczba aktywnych cząsteczek Temperatura jest miarą średniej energii kinetycznej cząsteczek, więc zwiększenie temperatury prowadzi do wzrostu średniej prędkości ich ruchu.. Dlatego szybkość reakcji chemicznej powinna rosnąć wraz ze wzrostem temperatury. Wzrost szybkości reakcji po ogrzaniu zwykle charakteryzuje się jako współczynnik temperaturowy szybkości reakcji (γ ) - liczba pokazująca, ile razy szybkość danej reakcji wzrasta, gdy temperatura wzrasta o 10 stopni. Matematycznie zależność ta jest wyrażona reguła van't Hoffa :

Gdzie w 1 - prędkość w temperaturze T 1 ; w 2 - prędkość w temperaturze T 2. Dla większości reakcji współczynnik temperaturowyγ mieści się w przedziale od 2 do 4.

Ściślej wyraża się zależność szybkości reakcji (a raczej stałej szybkości) od temperatury Równanie Arrheniusa :

Gdzie A - przedwykładniczy mnożnik zależny tylko od charakteru reagentów; E.A - energia aktywacji, czyli wysokość bariery energetycznej oddzielającej materiały wyjściowe od produktów reakcji (patrz rysunek 2.1); R R=8,3144 J/(mol. K). W przybliżonych obliczeniach często przyjmuje się R = 8,31 J/(mol. K). - uniwersalna stała gazowa; T T - temperatura bezwzględna (w skali Kelvina). Jest to powiązane z temperaturą w stopniach Celsjusza za pomocą równania
T = t o C + 273,15.
W obliczeniach przybliżonych wykorzystuje się zależność
T = t o C + 273. -

Kinetyka i równowaga chemiczna

Cel pracy: badanie wpływu temperatury na szybkość reakcji, stężenie na przesunięcie równowagi chemicznej.

Podłoże teoretyczne:

Szybkość reakcji chemicznej to ilość substancji, która reaguje lub powstaje w wyniku reakcji w jednostce czasu na jednostkę objętości (w przypadku reakcji jednorodnych) lub na jednostkę powierzchni styku (w przypadku reakcji heterogenicznych).

Jeżeli w pewnym okresie czasu?f = f 2 f 1 stężenie jednej z substancji biorących udział w reakcji zmniejszy się o?C = C2C1, to średnia szybkość reakcji chemicznej w określonym czasie jest równa

Wartość V wyraża szybkość procesu chemicznego w pewnym okresie czasu. Zatem im mniejsze f, tym bliższa będzie prędkość średnia prędkości rzeczywistej.

Szybkość reakcji chemicznej zależy od następujących czynników:

1) rodzaj i stężenie reagujących substancji;

2) temperatura układu reakcyjnego;

3) obecność katalizatora;

4) ciśnienie,

5) wielkość granicy faz i szybkość mieszania układu (dla reakcji heterogenicznych);

6) rodzaj rozpuszczalnika.

Ogólne sformułowanie wpływu stężenia na szybkość reakcji chemicznej podaje wzór prawo akcji masowej(1867, Guldberg, Waage, Beketow).

Dla reakcji aA + bB = cC V = K[A] a [B] b,

gdzie K jest współczynnikiem proporcjonalności lub stałą prędkości;

Jeżeli [A] = 1 mol/l, [B] = 1 mol/l, to V = K, stąd znaczenie fizyczne

stałe szybkości K: stała szybkości jest równa szybkości reakcji przy stężeniach reagentów równych jedności.

Wpływ temperatury na szybkość reakcji. Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta częstotliwość zderzeń reagujących cząsteczek, a co za tym idzie, wzrasta szybkość reakcji.

Ilościowy wpływ temperatury na szybkość reakcji jednorodnych można wyrazić regułą Van't Hoffa.

Zgodnie z zasadą Van't Hoffa, gdy temperatura wzrasta (spada) o 10 stopni, szybkość reakcji chemicznej wzrasta (maleje) 2-4 razy:

gdzie V (T 2 ) i V (T 1 ) - szybkość reakcji chemicznej w odpowiednich temperaturach; f(t 2 ) I f(t 1 ) - czas trwania reakcji chemicznej w odpowiednich temperaturach; G - Współczynnik temperaturowy Van't Hoffa, który może przyjmować wartość liczbową z zakresu 2-4.

Zależność szybkości reakcji od temperatury wyraża równanie Arrheniusa:

gdzie K jest stałą szybkości reakcji chemicznej; E a - energia aktywacji;

R - uniwersalna stała gazowa; Stała; exp jest podstawą logarytmów naturalnych.

Wielkość energii aktywacji można określić, jeśli znane są dwie wartości stałej szybkości K 1 i K 2 odpowiednio w temperaturach T 1 i T 2, zgodnie z następującym wzorem:

Bilans chemiczny.

Wszystkie reakcje chemiczne można podzielić na dwie grupy: nieodwracalne i odwracalne. Reakcje nieodwracalne dobiegają końca – do całkowitego zużycia jednego z reagentów, tj. płynąć tylko w jednym kierunku. Reakcje odwracalne nie przebiegają do końca. W reakcji odwracalnej żaden z reagentów nie ulega całkowitemu zużyciu. Odwracalna reakcja może zachodzić zarówno w kierunku do przodu, jak i do tyłu.

Równowaga chemiczna to stan układu, w którym szybkości reakcji do przodu i do tyłu są równe.

Dla reakcji odwracalnej

M+ N B? P C+ Q D

stała równowagi chemicznej wynosi

Takie przejście układu reakcyjnego z jednego stanu do drugiego nazywa się przesunięciem (lub przesunięciem) równowagi chemicznej.

Kierunek przesunięcia równowagi chemicznej wyznacza zasada Le Chateliera: Jeśli na układ znajdujący się w stanie równowagi chemicznej zostanie zastosowany jakiś wpływ zewnętrzny (zmiana stężenia, temperatury, ciśnienia), wówczas w układzie tym spontanicznie zachodzą procesy, które mają tendencję do osłabiania powstałego efektu.

Gdy temperatura wzrasta, równowaga przesuwa się w stronę reakcji endotermicznej, a gdy temperatura spada, przesuwa się w stronę reakcji egzotermicznej.

Doświadczenie nr 1 Zależność szybkości reakcji jednorodnej od stężenia odczynników wyjściowych.

b Przyrządy, wyposażenie: probówki, stoper, roztwory tiosiarczanu sodu (III), rozt. kwas siarkowy (1M), woda.

b Metodologia: Zależność tę można zbadać na klasycznym przykładzie jednorodnej reakcji pomiędzy tiosiarczanem sodu i kwasem siarkowym, postępując według równania

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + Sv + SO 2 ^ + H 2 O.

jednorodna kinetyka chemiczna

Do doświadczenia należy przygotować trzy suche, czyste probówki i ponumerować je. Do pierwszego dodaj 4 krople roztworu tiosiarczanu sodu i 8 kropli wody; w drugim - 8 kropli tiosiarczanu sodu i 4 krople wody; w trzecim - 12 kropli tiosiarczanu sodu. Wstrząsnąć probówkami.

Jeśli warunkowo oznaczymy stężenie molowe tiosiarczanu sodu w probówce 1 jako „c”, to odpowiednio w probówce 2 będzie 2 s mol, w probówce 3 - 3 s mol.

Wykonaj podobne doświadczenia z drugą i trzecią probówką. Wprowadź dane eksperymentalne do dziennika laboratoryjnego w formie tabeli.

b Wniosek: wraz ze wzrostem stężenia tiosiarczanu sodu szybkość tej reakcji wzrasta. Wykres zależności jest linią prostą przechodzącą przez początek.

Doświadczenie nr 2. Badanie zależności szybkości reakcji jednorodnej od temperatury.

b Przyrządy i sprzęt: probówki, stoper, termometr, roztwory tiosiarczanu sodu (III), kwasu siarkowego (1M)

b Metodologia:

Przygotuj trzy czyste, suche probówki i ponumeruj je. Do każdego z nich dodać 10 kropli roztworu tiosiarczanu sodu. Probówkę nr 1 umieścić w szklance wody o temperaturze pokojowej i po 1...2 minutach zanotować temperaturę. Następnie do probówki dodaj jedną kroplę kwasu siarkowego, jednocześnie włącz stoper i zatrzymaj go, gdy pojawi się słabe, ledwo zauważalne zmętnienie. Zapisz czas w sekundach od momentu dodania kwasu do probówki do pojawienia się zmętnienia. Zapisz wynik w tabeli.

Następnie zwiększ temperaturę wody w szklance dokładnie o 10 0, podgrzewając ją na gorącej płycie lub mieszając z gorącą wodą. Do tej wody włóż probówkę nr 2, przytrzymaj przez kilka minut i dodaj jedną kroplę kwasu siarkowego, jednocześnie włączając stoper, potrząsaj probówką z jej zawartością w szklance wody, aż do pojawienia się zmętnienia. Jeżeli pojawi się ledwo zauważalne zmętnienie, wyłącz stoper i wprowadź odczyty stopera do tabeli. Przeprowadź podobny eksperyment z trzecią probówką. Najpierw podnieś temperaturę w zlewce o kolejne 10 0, umieść w niej probówkę nr 3, przytrzymaj przez kilka minut i dodaj jedną kroplę kwasu siarkowego, włączając stoper i potrząsając probówką.

Przedstaw wyniki eksperymentów na wykresie, wykreślając prędkość na osi rzędnych i temperaturę na osi odciętych.

Określ współczynnik temperaturowy reakcji g

b Wniosek: podczas eksperymentu obliczono średni współczynnik temperaturowy, który okazał się równy 1,55. Idealnie tak jest

Doświadczenie nr 3 Wpływ stężenia reagentów na równowagę chemiczną.

b Przyrządy i sprzęt: probówki, chlorek potasu (kryształ), roztwory chlorku żelaza (III), tiocyjanian potasu (nasycony), woda destylowana, cylinder

b Metodologia:

Klasycznym przykładem reakcji odwracalnej jest interakcja między chlorkiem żelaza i tiocyjanianem potasu:

FeCl3+ 3 KCNS D Fe(CNS) 3+ 3 KCl.

Czerwony

Do miarki lub cylindra wlać 20 ml wody destylowanej i dodać jedną kroplę nasyconego roztworu chlorku żelaza (III) i jedną kroplę nasyconego roztworu tiocyjanianu potasu . Wlać powstały kolorowy roztwór równomiernie do czterech probówek. Ponumeruj probówki.

Do pierwszej probówki dodaj jedną kroplę nasyconego roztworu chlorku żelaza(III), a do drugiej kropli nasyconego roztworu tiocyjanianu potasu. Do trzeciej probówki dodaj krystaliczny chlorek potasu i energicznie wstrząśnij. Czwarta probówka służy do porównania.

W oparciu o zasadę Le Chateliera wyjaśnij, co powoduje zmianę koloru w każdym indywidualnym przypadku.

Wyniki doświadczenia zapisz w tabeli w formularzu

W pierwszym i drugim przypadku zwiększyliśmy stężenie substancji wyjściowych, dzięki czemu uzyskano intensywniejszy kolor. Co więcej, w drugim przypadku kolor jest ciemniejszy, ponieważ stężenie KSCN zmienia się w tempie sześciennym. W trzecim doświadczeniu zwiększaliśmy stężenie substancji końcowej, przez co barwa roztworu stała się jaśniejsza.

Wnioski ogólne: w trakcie doświadczeń ustalono doświadczalnie zależność szybkości reakcji od stężenia substancji wyjściowych (im wyższe stężenie, tym większa szybkość reakcji); zależność szybkości reakcji od temperatury (im wyższa temperatura, tym większa szybkość reakcji); jak stężenie substancji reagujących wpływa na równowagę chemiczną (wraz ze wzrostem stężenia substancji wyjściowych równowaga chemiczna przesuwa się w kierunku tworzenia produktów; wraz ze wzrostem stężenia produktów równowaga chemiczna przesuwa się w stronę tworzenia substancji wyjściowych) )

Glawa 6

Kinetyka chemiczna. Bilans chemiczny.

6.1.Chemicznykinetyka.

Kinetyka chemiczna- dział chemii zajmujący się badaniem szybkości i mechanizmów procesów chemicznych oraz ich zależności od różnych czynników.

Badanie kinetyki reakcji chemicznych pozwala zarówno na określenie mechanizmów procesów chemicznych, jak i na kontrolę procesów chemicznych w ich praktycznej realizacji.

Każdy proces chemiczny polega na przekształceniu odczynników w produkty reakcji:

reagenty → stan przejściowy → produkty reakcji.

Odczynniki (Materiały wyjściowe) – substancje biorące udział w procesie oddziaływania chemicznego.

Produkty reakcji– substancje powstające na końcu procesu przemiany chemicznej. W procesach odwracalnych produkty reakcji bezpośredniej są odczynnikami reakcji odwrotnej.

Nieodwracalne reakcje– reakcje zachodzące w danych warunkach w niemal tym samym kierunku (oznaczone znakiem →).

Na przykład:

CaCO 3 → CaO + CO 2

Reakcje odwracalne– reakcje zachodzące jednocześnie w dwóch przeciwnych kierunkach (oznaczone znakiem).

Stan przejściowy (aktywowany kompleks) to stan układu chemicznego będący pośrednikiem pomiędzy substancjami wyjściowymi (odczynnikami) a produktami reakcji. W tym stanie stare wiązania chemiczne zostają zerwane i powstają nowe. Aktywowany kompleks przekształca się następnie w produkty reakcji.

Większość reakcji chemicznych to tzw złożony i składają się z kilku etapów tzw reakcje elementarne .

Reakcja elementarna– pojedynczy akt utworzenia lub zerwania wiązania chemicznego. Określa zbiór reakcji elementarnych składających się na reakcję chemiczną mechanizm reakcji chemicznej.

Równanie reakcji chemicznej zwykle wskazuje stan początkowy układu (substancje wyjściowe) i jego stan końcowy (produkty reakcji). Jednocześnie rzeczywisty mechanizm reakcji chemicznej może być dość złożony i obejmować szereg reakcji elementarnych. Złożone reakcje chemiczne obejmują odwracalne, równoległe, sekwencyjne I inne reakcje wieloetapowe (reakcje łańcuchowe , reakcje sprzężone itp.).

Jeżeli szybkości poszczególnych etapów reakcji chemicznej znacznie się różnią, wówczas szybkość złożonej reakcji jako całości zależy od szybkości jej najwolniejszego etapu. Ten etap (reakcja elementarna) nazywa się etap graniczny.

W zależności od stanu fazowego reagujących substancji wyróżnia się dwa rodzaje reakcji chemicznych: jednorodny I heterogeniczny.

Faza jest częścią układu, która różni się właściwościami fizycznymi i chemicznymi od pozostałych części układu i jest od nich oddzielona interfejsem. Układy składające się z jednej fazy nazywane są systemy jednorodne z kilku faz – heterogeniczny. Przykładem układu jednorodnego może być powietrze, które jest mieszaniną substancji (azot, tlen itp.) w tej samej fazie gazowej. Przykładem układu heterogenicznego składającego się z dwóch faz jest zawiesina kredy (stała) w wodzie (cieczy).

W związku z tym nazywa się reakcje, w których substancje oddziałujące znajdują się w tej samej fazie reakcje jednorodne. Oddziaływanie substancji w takich reakcjach zachodzi w całej objętości przestrzeni reakcyjnej.

Reakcje heterogeniczne obejmują reakcje zachodzące na granicy faz. Przykładem reakcji heterogenicznej jest reakcja cynku (faza stała) z roztworem kwasu solnego (faza ciekła). W układzie heterogenicznym reakcja zawsze zachodzi na styku dwóch faz, gdyż tylko tutaj mogą zderzać się ze sobą reagenty znajdujące się w różnych fazach.

Reakcje chemiczne zwykle wyróżniają się na podstawie ich molekularność, te. przez liczbę cząsteczek uczestniczących w każdym elementarnym akcie interakcji . Na tej podstawie rozróżnia się reakcje jednocząsteczkowe, dwucząsteczkowe i trójcząsteczkowe.

Monocząsteczkowy nazywane są reakcjami, w których aktem elementarnym jest przemiana chemiczna jednej cząsteczki , Na przykład:

Dwucząsteczkowy są rozważane reakcje, w których akt elementarny zachodzi w wyniku zderzenia dwóch cząsteczek, na przykład:

W trójcząsteczkowy W reakcjach elementarny akt zachodzi podczas jednoczesnego zderzenia trzech cząsteczek, na przykład:

Zderzenie więcej niż trzech cząsteczek jednocześnie jest prawie niemożliwe, dlatego w praktyce reakcje o większej masie cząsteczkowej nie występują.

Szybkość reakcji chemicznych może się znacznie różnić. Reakcje chemiczne mogą przebiegać niezwykle wolno, przez całe okresy geologiczne, np. wietrzenie skał, czyli przemiana glinokrzemianów:

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.

ortoklaz – skaleń, kwarc potasowy. kaolinit piaskowy (glina)

Niektóre reakcje zachodzą niemal natychmiast, na przykład eksplozja czarnego prochu, który jest mieszaniną węgla, siarki i saletry:

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

Szybkość reakcji chemicznej służy jako ilościowa miara intensywności jej występowania.

Ogólnie pod szybkością reakcji chemicznej rozumieć liczbę elementarnych aktów reakcji zachodzących w jednostce czasu w jednostce przestrzeni reakcyjnej.

Ponieważ w przypadku procesów jednorodnych przestrzenią reakcyjną jest zatem objętość naczynia reakcyjnego

dla reakcji jednorodnych Z Szybkość reakcji chemicznej zależy od ilości substancji poddanej reakcji w jednostce czasu w jednostce objętości.

Biorąc pod uwagę, że ilość substancji zawartej w określonej objętości charakteryzuje stężenie substancji

szybkość reakcji to wartość wskazująca zmianę stężenia molowego jednej z substancji w jednostce czasu.

Jeżeli przy stałej objętości i temperaturze stężenie jednego z reagentów maleje od Z 1 do Z 2 za okres od T 1 do T 2, to zgodnie z definicją szybkość reakcji w danym okresie czasu (średnia szybkość reakcji) jest równa:

Typowo dla reakcji jednorodnych wymiar szybkości V[mol/l·s].

Ponieważ w przypadku reakcji heterogenicznych przestrzeń reakcji wynosi powierzchnia , na którym zachodzi reakcja, wówczas w przypadku heterogenicznych reakcji chemicznych szybkość reakcji odnosi się do jednostkowej powierzchni, na której zachodzi reakcja. Odpowiednio średnia szybkość reakcji heterogenicznej ma postać:

Gdzie S– powierzchnia, na której zachodzi reakcja.

Wymiar prędkości dla reakcji heterogenicznych wynosi [mol/l·s·m2].

Szybkość reakcji chemicznej zależy od wielu czynników:

charakter substancji reagujących;

stężenia reagentów;

ciśnienie (dla instalacji gazowych);

temperatura systemu;

powierzchnia (dla układów heterogenicznych);

obecność katalizatora i innych czynników w układzie.

Ponieważ każde oddziaływanie chemiczne jest wynikiem zderzenia cząstek, wzrost stężenia (liczby cząstek w danej objętości) prowadzi do częstszych zderzeń, a w konsekwencji do wzrostu szybkości reakcji. Zależność szybkości reakcji chemicznych od stężeń molowych reagentów opisuje podstawowe prawo kinetyki chemicznej - prawo akcji masowej , sformułowane w 1865 r. przez N.N. Beketowa oraz w 1867 r. przez K.M. Guldberga i P. Waage'a.

Prawo akcji masowej czyta: szybkość elementarnej reakcji chemicznej w stałej temperaturze jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężeń molowych reagentów w potęgach równych ich współczynnikom stechiometrycznym.

Nazywa się równanie wyrażające zależność szybkości reakcji od stężenia każdej substancji równanie kinetyczne reakcji .

Należy zauważyć, że prawo działania masowego ma pełne zastosowanie tylko do najprostszych reakcji jednorodnych. Jeśli reakcja zachodzi w kilku etapach, wówczas prawo obowiązuje na każdym etapie i szybkość złożonego procesu chemicznego zależy od szybkości najwolniejszej reakcji, czyli etap graniczny cały proces.

Ogólnie rzecz biorąc, jeśli reakcja elementarna zachodzi jednocześnie T cząsteczki materii A I N cząsteczki materii W:

MA + NW = Z,

wówczas równanie szybkości reakcji ma postać (równanie kinetyczne) ma postać:

Gdzie k– współczynnik proporcjonalności, tzw stała stawki Reakcja chemiczna; [ A A; [B] – stężenie molowe substancji B; M I N– współczynniki stechiometryczne w równaniu reakcji.

Rozumieć fizyczne znaczenie stałej szybkości reakcji , należy uwzględnić równania zapisane powyżej stężeń substancji reagujących [ A] = 1 mol/l i [ W] = 1 mol/l (lub przyrównaj ich iloczyn do jedności), a następnie:

Stąd jest to jasne stała szybkości reakcji k jest liczbowo równe szybkości reakcji, w której stężenia reagentów (lub ich produktów w równaniach kinetycznych) są równe jedności.

Stała szybkości reakcji k zależy od charakteru reagentów i temperatury, ale nie zależy od stężenia reagentów.

W przypadku reakcji heterogenicznych stężenie fazy stałej nie jest uwzględniane w wyrażeniu szybkości reakcji chemicznej.

Na przykład w reakcji syntezy metanu:

Jeżeli reakcja zachodzi w fazie gazowej, to na jej szybkość znacząco wpływa zmiana ciśnienia w układzie, ponieważ zmiana ciśnienia w fazie gazowej prowadzi do proporcjonalnej zmiany stężenia. Zatem wzrost ciśnienia prowadzi do proporcjonalnego wzrostu stężenia, a spadek ciśnienia odpowiednio zmniejsza stężenie gazowego reagenta.

Zmiany ciśnienia praktycznie nie mają wpływu na stężenie substancji ciekłych i stałych (skondensowany stan skupienia) oraz nie mają wpływu na szybkość reakcji zachodzących w fazie ciekłej lub stałej.

Reakcje chemiczne zachodzą w wyniku zderzenia cząstek reagujących substancji. Jednak nie każde zderzenie cząstek reagentów takie jest skuteczny , tj. prowadzi do powstania produktów reakcji. Tylko cząstki o zwiększonej energii - cząsteczki aktywne , są zdolne do przeprowadzenia reakcji chemicznej. Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta energia kinetyczna cząstek i zwiększa się liczba aktywnych, a co za tym idzie, zwiększa się szybkość procesów chemicznych.

Wyznacza się zależność szybkości reakcji od temperatury reguła van't Hoffa : na każde 10 0 C wzrostu temperatury szybkość reakcji chemicznej wzrasta od dwóch do czterech razy.

V 1 – szybkość reakcji w temperaturze początkowej układu T 1 , V 2 – szybkość reakcji w temperaturze końcowej układu T 2 ,

γ – współczynnik temperaturowy reakcji (współczynnik van’t Hoffa), równy 2÷4.

Znając wartość współczynnika temperaturowego γ, można obliczyć zmianę szybkości reakcji wraz ze wzrostem temperatury T 1 do T 2. W takim przypadku możesz skorzystać ze wzoru:

Oczywiście, wraz ze wzrostem temperatury w postępie arytmetycznym, szybkość reakcji wzrasta wykładniczo. Im większa wartość współczynnika temperaturowego reakcji g, tym większy wpływ temperatury na szybkość reakcji.

Należy zaznaczyć, że reguła Van't Hoffa ma charakter przybliżony i ma zastosowanie jedynie do przybliżonej oceny wpływu małych zmian temperatury na szybkość reakcji.

Energię wymaganą do zajścia reakcji można zapewnić za pomocą różnych czynników (ciepło, światło, prąd elektryczny, promieniowanie laserowe, plazma, promieniowanie radioaktywne, wysokie ciśnienie itp.).

Reakcje można podzielić na termiczne, fotochemiczne, elektrochemiczne, radiacyjno-chemiczne itp. Przy wszystkich tych wpływach proporcja aktywnych cząsteczek, które mają energię równą lub większą minimalna energia potrzebna do danego oddziaływania E min.

Kiedy zderzają się aktywne cząsteczki, dochodzi do tzw aktywowany kompleks , w obrębie którego następuje redystrybucja atomów.

Energia potrzebna do zwiększenia średniej energii cząsteczek reagujących substancji do energii aktywowanego kompleksu nazywana jest energią aktywacji Ea.

Energię aktywacji można uznać za pewną dodatkową energię, którą cząsteczki odczynnika muszą pozyskać, aby pokonać określoną bariera energetyczna . Zatem Ea ra różnicy pomiędzy średnią energią reagujących cząstek mi ref i energia aktywowanego kompleksu mi min. Energia aktywacji zależy od charakteru reagentów. Oznaczający E.A waha się od 0 do 400 kJ. Jeśli wartość E.A przekracza 150 kJ, wówczas reakcje takie praktycznie nie zachodzą w temperaturach zbliżonych do standardowych.

Zmianę energii układu podczas reakcji można przedstawić graficznie za pomocą poniższego diagramu energii (rysunek 6.1).

Ścieżka reakcji

Ryż. 6.1. Wykres energetyczny reakcji egzotermicznej:

E out to średnia energia substancji wyjściowych; Econd – średnia energia produktów reakcji; E min – energia aktywowanego kompleksu; Akt E – energia aktywacji; ΔH р – efekt termiczny reakcji chemicznej

Ze diagramu energii jasno wynika, że różnica między wartościami energii produktów reakcji a energią substancji wyjściowych będzie reprezentować efekt termiczny reakcji.

E kont. – E. ref. = ΔН р.

Według równanie Arrheniusa, im wyższa wartość energii aktywacji mi działać, tym większa jest stała szybkości reakcji chemicznej k zależy od temperatury:

mi- energia aktywacji (J/mol),

R - uniwersalna stała gazowa,

T– temperatura w K,

A- stała Arrheniusa,

mi= 2,718 – podstawa logarytmów naturalnych.

Katalizatory- Są to substancje zwiększające szybkość reakcji chemicznej. Reagują z odczynnikami, tworząc chemiczny półprodukt i są uwalniane pod koniec reakcji. Nazywa się wpływ katalizatorów na reakcje chemiczne kataliza.

Na przykład mieszanina proszku aluminiowego i krystalicznego jodu w temperaturze pokojowej nie wykazuje zauważalnych oznak interakcji, ale wystarczy kropla wody, aby wywołać gwałtowną reakcję:

Wyróżnić kataliza jednorodna (katalizator tworzy jednorodny układ z reagującymi substancjami, na przykład mieszaniną gazów) i heterogeniczny kataliza (katalizator i reagenty znajdują się w różnych fazach, a proces katalityczny zachodzi na granicy faz).

Wyjaśnienie mechanizmu katalizy jednorodnej, najczęściej stosowanej teoria pośrednia (zaproponowany przez francuskiego badacza Sabatiera i opracowany w pracach rosyjskiego naukowca N.D. Zelinsky'ego). Według tej teorii powolny proces to np. reakcja:

w obecności katalizatora zachodzi szybko, ale w dwóch etapach. W pierwszym etapie procesu powstaje związek pośredni jednego z reagentów z katalizatorem A... kot.

Pierwszy etap:

A + kat = A.∙. kat.

W drugim etapie powstały związek tworzy aktywowany kompleks z innym odczynnikiem [ A.∙.kat.∙.B], który zamienia się w produkt końcowy AB z regeneracją katalizatora kat.

Drugi etap:

A.∙.kat + B = = AB + kat.

Pośrednie oddziaływanie katalizatora z odczynnikami kieruje proces na nową ścieżkę, charakteryzującą się niższą barierą energetyczną. Zatem, Mechanizm działania katalizatorów związany jest ze spadkiem energii aktywacji reakcji na skutek tworzenia się związków pośrednich.

Przykładem może być powolna reakcja:

2SO2 + O2 = 2SO3 powoli.

W przemysłowej metodzie azotowej wytwarzania kwasu siarkowego jako katalizator stosuje się tlenek azotu (II), co znacznie przyspiesza reakcję:

Kataliza heterogeniczna jest szeroko stosowana w procesach rafinacji ropy naftowej. Katalizatory obejmują platynę, nikiel, tlenek glinu itp. Uwodornienie oleju roślinnego zachodzi na katalizatorze niklowym (nikiel na ziemi okrzemkowej) itp.

Przykładem katalizy heterogenicznej jest utlenianie SO 2 do SO 3 na katalizatorze V 2 O 5 podczas produkcji kwasu siarkowego metodą kontaktową.

Substancje zwiększające aktywność katalizatora nazywane są promotorzy (lub aktywatory). Jednocześnie same promotory mogą nie mieć właściwości katalitycznych.

Trucizny katalityczne - obce zanieczyszczenia w mieszaninie reakcyjnej prowadzące do częściowej lub całkowitej utraty aktywności katalizatora. Zatem ślady fosforu i arsenu powodują szybką utratę aktywności katalizatora V 2 O 5 w reakcji utleniania SO 2 do SO 3.

Wiele ważnych produkcji chemicznych, takich jak produkcja kwasu siarkowego, amoniaku, kwasu azotowego, kauczuku syntetycznego, szeregu polimerów itp., Prowadzi się w obecności katalizatorów.

Reakcje biochemiczne w organizmach roślinnych i zwierzęcych przyspieszają katalizatory biochemiczne – enzymy.

Ostry Można spowolnić występowanie niepożądanych procesów chemicznych poprzez dodanie do środowiska reakcji specjalnych substancji - inhibitory. Na przykład, aby zahamować niepożądane procesy niszczenia korozyjnego metali, różne inhibitory korozji metali .

6.1.1. Pytania do samokontroli wiedzy teoretycznej

na temat „Kinetyka chemiczna”

1. Co bada kinetyka chemiczna?

2. Co jest powszechnie rozumiane pod pojęciem „odczynniki”?

3. Co powszechnie rozumie się pod pojęciem „produkty reakcji”?

4. Jak w reakcjach chemicznych oznacza się procesy odwracalne?

5. Co powszechnie rozumie się pod pojęciem „aktywowany kompleks”?

6. Co to jest reakcja elementarna?

7. Jakie reakcje uważa się za złożone?

8. Który etap reakcji nazywany jest etapem granicznym?

9. Zdefiniuj pojęcie „fazy”?

10. Jakie systemy uważa się za jednorodne?

11. Jakie systemy uważa się za heterogeniczne?

12. Podaj przykłady układów jednorodnych.

13. Podaj przykłady układów heterogenicznych.

14. Co uważa się za „molekularność” reakcji?

15. Co oznacza termin „szybkość reakcji chemicznej”?

16. Podaj przykłady reakcji szybkich i wolnych.

17. Co należy rozumieć pod pojęciem „szybkość jednorodnej reakcji chemicznej”?

18. Co należy rozumieć pod pojęciem „szybkość heterogenicznej reakcji chemicznej”?

19. Od jakich czynników zależy szybkość reakcji chemicznej?

20. Formułować podstawowe prawo kinetyki chemicznej.

21. Jaka jest stała szybkości reakcji chemicznych?

22.Od jakich czynników zależy stała szybkości reakcji chemicznych?

23. Stężenia jakich substancji nie uwzględnia się w równaniu kinetycznym reakcji chemicznych?

24. Jak szybkość reakcji chemicznej zależy od ciśnienia?

25. Jak szybkość reakcji chemicznej zależy od temperatury?

26. Jak sformułowana jest „Reguła Van’t Hoffa”?

27. Co to jest „współczynnik temperaturowy reakcji chemicznej”?

28. Zdefiniuj pojęcie „energii aktywacji”.

29. Zdefiniuj pojęcie „katalizator reakcji chemicznej”?

30. Co to jest kataliza jednorodna?

31. Co to jest kataliza heterogeniczna?

32. Jak wyjaśnia się mechanizm działania katalizatora w katalizie jednorodnej?

33. Podaj przykłady reakcji katalitycznych.

34. Czym są enzymy?

35. Kim są promotorzy?

6.1.2. Przykłady rozwiązywania typowych problemów

na temat „Kinetyka chemiczna”

Przykład 1. Szybkość reakcji zależy od powierzchni kontaktu reagentów:

1) kwas siarkowy z roztworem chlorku baru,

2) spalanie wodoru w chlorze,

3) kwas siarkowy z roztworem wodorotlenku potasu,

4) spalanie żelaza w tlenie.

Szybkość reakcji heterogenicznych zależy od pola powierzchni kontaktu reagujących substancji. Wśród powyższych reakcji reakcja heterogeniczna, tj. charakteryzującą się obecnością różnych faz jest reakcja spalania żelaza (faza stała) w tlenie (faza gazowa).

Odpowiedź. 3.

Przykład 2. Jak zmieni się szybkość reakcji?

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

gdy stężenie substancji wyjściowych podwoi się?

Napiszmy równanie kinetyczne reakcji, które ustala zależność szybkości reakcji od stężenia reagentów:

V 1 = k [N 2 ] 2 · [O 2 ].

Jeśli stężenia substancji wyjściowych zostaną podwojone, równanie kinetyczne będzie miało postać:

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

Gdy stężenie substancji wyjściowych podwoiło się, szybkość tej reakcji wzrosła 8-krotnie.

Odpowiedź. 8.

Przykład 3. Jak zmieni się szybkość reakcji, jeśli całkowite ciśnienie w układzie CH 4 (G) + 2O 2 (G) = CO 2 (G) + 2H 2 O (G) zmniejszy się 5 razy?

Zgodnie z równaniem kinetycznym reakcji zostanie określona szybkość tej reakcji:

V 1 = k[CH 4 ] · [O 2 ] 2 .

Kiedy ciśnienie spadnie pięciokrotnie, stężenie każdej substancji gazowej również zmniejszy się pięciokrotnie. Równanie kinetyczne reakcji w tych warunkach będzie wyglądać następująco:

można stwierdzić, że szybkość reakcji spadła 125 razy.

Odpowiedź. 125.

Przykład 4. Jak zmieni się szybkość reakcji charakteryzującej się współczynnikiem temperaturowym reakcji równym 3, jeśli temperatura w układzie wzrośnie z 20 do 60°C?

Rozwiązanie. Zgodnie z regułą van't Hoffa

Gdy temperatura wzrosła o 40 0 C, szybkość tej reakcji wzrosła 81 razy

Odpowiedź. 81.

6.1.3. Pytania i ćwiczenia do samodzielnej nauki

Szybkość reakcji chemicznych

1. W zależności od stanu fizycznego reagujących substancji reakcje chemiczne dzielą się na:

1) egzotermiczna i endotermiczna,

2) odwracalne i nieodwracalne,

3) katalityczne i niekatalityczne,

4) jednorodne i niejednorodne.

2. Wskaż liczbę lub sumę liczb umownych, pod którymi podane są reakcje jednorodne:

3. Wskaż liczbę lub sumę liczb umownych, pod którymi podane są wyrażenia, które można wykorzystać do obliczenia szybkości reakcji jednorodnej:

4. Jednostką miary szybkości reakcji jednorodnej może być:

1) mol/l·s,

3) mol/l·,

4) l/mol·s.

5. Wskaż liczbę lub sumę liczb warunkowych, pod którymi podane są wyrażenia sprawiedliwe. Podczas jednorodnej reakcji

A + 2B® 2 C + D:

1) koncentracja A I W maleją

2) koncentracja Z wzrasta szybciej niż stężenie D,

4) koncentracja W zmniejsza się szybciej niż stężenie A,

8) szybkość reakcji pozostaje stała.

6. Jaka liczba jest pokazana na linii, która prawidłowo odzwierciedla zmianę w czasie stężenia substancji powstałej w reakcji:

7. Zmiana w czasie stężenia substancji wyjściowej w reakcji przebiegającej do końca, Prawidłowy opisuje krzywą:

9. Wskaż liczbę lub sumę liczb umownych, pod którymi podane są reakcje, których prędkość nie zależy na podstawie jakiej substancji jest obliczany?

10. Wskaż liczbę lub sumę liczb warunkowych, pod którymi podane są czynniki wpływające na szybkość reakcji:

1) charakter reagujących substancji,

2) stężenie reagujących substancji,

4) temperatura układu reakcyjnego,

8) obecność katalizatora w układzie reakcyjnym.

11. Podstawowe prawo kinetyki chemicznej ustala zależność szybkości reakcji od:

1) temperatury reagujących substancji,

2) stężenia substancji reagujących,

3) charakter reagujących substancji,

4) czas reakcji.

12. Wskaż liczbę lub sumę liczb warunkowych, pod którymi podane są poprawne stwierdzenia. Kinetyka chemiczna:

1) sekcja fizyki,

2) bada szybkość reakcji chemicznej,

4) posługuje się prawem akcji masowych,

8) bada zależność szybkości reakcji od warunków ich występowania.

13. Ya.Kh. Van't Hoff:

1) pierwszy laureat Nagrody Nobla w dziedzinie chemii,

2) badał zależność szybkości reakcji od temperatury,

4) badał zależność szybkości reakcji od stężenia substancji,

8) sformułował prawo akcji masowej.

14. W tych samych warunkach reakcja przebiega szybciej:

1) Ca + H2O®

3) Mg + H2O®

4) Zn + H2O®

15. Szybkość wydzielania wodoru jest największa w reakcji:

1) Zn + HCl (5% roztwór) ®

2) Zn + HCl (10% roztwór) ®

3) Zn + HCl (15% roztwór) ®

4) Zn + HCl (roztwór 30%) ®

16. Stężenie reagenta nie ma wpływu na szybkość reakcji, jeśli substancja ta zostanie włączona do reakcji w:

1) stan stały,

2) stan gazowy,

3) stan rozpuszczony.

17. Oblicz średnią szybkość reakcji A + B = C (mol/l×s), jeśli wiadomo, że początkowe stężenie A wynosiło 0,8 mol/l, a po 10 sekundach wynosiło 0,6 mol/l.

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

18. O ile mol/l zmniejszyło się w reakcji stężenie substancji A i B? A + 2B® 3 C, jeżeli wiadomo, że w tym samym czasie nastąpi stężenie Z wzrosła o 4,5 mol/l?

D Z A D Z B

19. Oblicz średnią szybkość reakcji 2CO + O 2 ® 2CO 2 (mol/l×s), jeśli wiadomo, że początkowe stężenie CO wynosiło 0,60 mol/l, a po 10 sekundach wynosiło 0,15 mol/l . O ile mol/l zmieniło się stężenie CO 2 w tym okresie czasu?

3) 0,045; 0,045,

20. O ile stopni należy ogrzać układ, aby szybkość zachodzącej w nim reakcji wzrosła 2–4 razy?

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

21. Szybkość reakcji w 20°C wynosi 0,2 mol/l×s. Określ szybkość reakcji w temperaturze 60°C (mol/l×s), jeśli współczynnik temperaturowy szybkości reakcji wynosi 3.

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

22. Empiryczna zależność szybkości reakcji od temperatury Prawidłowy odzwierciedla równanie:

23. Szybkość reakcji w 20°C wynosi 0,08 mol/l×s. Oblicz szybkość reakcji w temperaturze 0°C (mol/l×s), jeśli współczynnik temperaturowy szybkości reakcji wynosi 2.

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

24. Ile razy szybkość reakcji wzrośnie, gdy temperatura wzrośnie o 40°C, jeśli współczynnik temperaturowy szybkości reakcji wynosi 3?

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

25. O ile stopni należy podnieść temperaturę, aby szybkość reakcji wzrosła 64-krotnie, jeśli współczynnik temperaturowy szybkości reakcji wynosi 4?

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

26. Oblicz współczynnik temperaturowy szybkości reakcji, jeśli wiadomo, że gdy temperatura wzrośnie o 50 o C, szybkość reakcji wzrośnie 32-krotnie.

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

27. Powodem wzrostu szybkości reakcji wraz ze wzrostem temperatury jest wzrost:

1) prędkość ruchu cząsteczek,

2) liczba zderzeń pomiędzy cząsteczkami,

3) proporcja cząsteczek aktywnych,

4) stabilność cząsteczek produktów reakcji.

28. Wskaż liczbę lub sumę liczb umownych, pod którymi podane są reakcje, w których katalizatorem jest MnO 2:

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. Wskaż liczbę lub sumę liczb umownych, pod którymi podane są prawidłowe odpowiedzi. Stosując reakcje katalityczne w przemyśle, otrzymuje się:

1) kwas solny,

2) kwas siarkowy,

4) amoniak,

8) kwas azotowy.

30. Wskaż liczbę lub sumę liczb umownych, pod którymi podane są prawidłowe odpowiedzi. Katalizator:

1) bierze udział w reakcji,

2) stosowane wyłącznie w stanie stałym,

4) nie ulega zużyciu w trakcie reakcji,

8) koniecznie zawiera w swoim składzie atom metalu.

31. Wskaż liczbę lub sumę liczb umownych, pod którymi podane są prawidłowe odpowiedzi. Jako katalizatory stosuje się:

32. Substancje zmniejszające aktywność katalizatora nazywane są:

1) promotorzy,

2) regeneratory,

3) inhibitory,

4) trucizny katalityczne.

33. Katalityczny nie jest reakcja:

1) (C6H10O5) N + N H2O® N C6H12O6,

celuloza

2) 2SO 2 + O 2 ® 2SO 3,

3) 3H2 + N2® 2NH3,

4) NH3 + HCl® NH4Cl.

34. Pod jaką liczbą podane jest równanie katalizy jednorodnej:

35. Mechanizm działania katalizatora prawidłowo odzwierciedla stwierdzenie. Katalizator:

1) zwiększenie energii kinetycznej cząstek początkowych, zwiększa liczbę ich zderzeń,

2) tworzy związki pośrednie z substancjami wyjściowymi, które łatwo przekształcają się w substancje końcowe,

3) nie wchodząc w interakcję z substancjami wyjściowymi, kieruje reakcję nową ścieżką,

4) zmniejszenie energii kinetycznej cząstek początkowych zwiększa liczbę ich zderzeń.

36. Rola promotora w reakcji katalitycznej polega na tym, że:

1) zmniejsza aktywność katalizatora,

2) zwiększa aktywność katalizatora,

3) prowadzi reakcję w pożądanym kierunku,

4) chroni katalizator przed truciznami katalitycznymi.

37. Enzymy:

1) katalizatory biologiczne,

2) mają charakter białkowy,

4) nie różnią się specyfiką działania,

8) przyspieszają procesy biochemiczne w organizmach żywych.

38. Reakcja jest niejednorodna:

39. Wskaż liczbę lub sumę liczb umownych, pod którymi podane są prawidłowe odpowiedzi. Aby zwiększyć spalanie węgla: C + O 2 ® CO 2 należy:

1) zwiększyć stężenie O 2,

2) zwiększyć koncentrację węgla,

4) mielić węgiel,

8) zwiększyć stężenie dwutlenku węgla.

40. Jeśli do reakcji zostanie wprowadzony reagent A: A t + X gaz ® w stanie stałym, na szybkość reakcji wpływa:

1) stężenie A,

2) powierzchnia kontaktu między A i X,

4) masa molowa A,

8) stężenie substancji X.

41. Wymiar szybkości reakcji heterogenicznej wynosi:

1) mol/l, 2) mol/cm 3 × s,

3) mol/l×s 4) mol/cm 2 × s.

42. Wskaż liczbę lub sumę liczb umownych, pod którymi podane są prawidłowe odpowiedzi. Zasada złoża fluidalnego jest stosowana:

1) w celu zwiększenia powierzchni styku odczynników,

2) podczas wypalania pirytu,

4) podczas krakingu katalitycznego produktów naftowych,

8) w celu regeneracji aktywności katalizatora.

43. Najmniej

1) Na + H 2 O ® 2) Ca + H 2 O ®

3) K + H 2 O ® 4) Mg + H 2 O ®

44. Wykres przedstawia diagramy energetyczne niekatalitycznej i katalitycznej reakcji rozkładu jodowodoru. Zmiana energii aktywacji odzwierciedla segment energii:

1) B, 2) C, 3) D, 4) B-C.

45. Najwspanialszy Reakcja opisana na schemacie ma energię aktywacji:

1) AgNO 3 + KCl ® AgCl + KNO 3,

2) BaCl 2 + K 2 SO 4 ® BaSO 4 + 2KCl,

3) 2Na + 2H 2 O ® 2NaOH + 2H 2,

6.2. Bilans chemiczny.

Wraz z praktycznie nieodwracalnymi reakcjami chemicznymi:

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

Znanych jest wiele procesów, gdy przemiana chemiczna nie dochodzi do końca, ale zachodzi równowaga mieszaniny wszystkich uczestników i produktów reakcji, zlokalizowana zarówno po lewej, jak i po prawej stronie równania reakcji stechiometrycznej. Zatem w standardowych warunkach system jest odwracalny:

Rozważmy cechy występowania procesów odwracalnych na przykładzie układu, który ogólnie ma postać:

Pod warunkiem, że reakcje do przodu → i do tyłu ← zachodzą w jednym etapie, zgodnie z prawem działania mas, wartości prędkości reakcji do przodu ( V bezpośredni) i odwrotny ( V reakcje opisano następującymi równaniami kinetycznymi:

Gdzie k prosty I k arr - stałe szybkości odpowiednio reakcji w przód i w tył.

W początkowej chwili (patrz rys. 6.2) stężenia substancji wyjściowych [A] i [B], a co za tym idzie szybkość reakcji bezpośredniej, mają wartość maksymalną. Stężenia produktów reakcji [C] i [D] oraz szybkość reakcji odwrotnej w chwili początkowej wynoszą zero. Podczas reakcji zmniejszają się stężenia substancji wyjściowych, co prowadzi do zmniejszenia szybkości reakcji postępowej. Zwiększają się stężenia produktów reakcji, a co za tym idzie, szybkość reakcji odwrotnej. Wreszcie przychodzi moment, w którym szybkości reakcji w przód i w tył stają się równe.

Stan systemu, w którym V prosty = V przyr. zwany równowaga chemiczna. Ta równowaga jest dynamiczny , ponieważ w układzie zachodzi reakcja dwukierunkowa - bezpośrednio ( A I B– odczynniki, C I D– produkty) i odwrotnie ( A I B– produkty, C i D– odczynniki).

V przyr.

Czas reakcji

Ryż. 6.2. Zależność szybkości reakcji w przód i w tył

od chwili ich wystąpienia.

W odwracalnym układzie w równowadze nazywa się stężenia wszystkich uczestników procesu stężenia równowagowe, ponieważ w tym przypadku zarówno reakcje do przodu, jak i do tyłu zachodzą stale i z tą samą prędkością.

Ilościową charakterystykę równowagi chemicznej można wyprowadzić za pomocą odpowiedniego równania kinetyczne :

Ponieważ stałe szybkości reakcji w ustalonej temperaturze są stałe, stosunek będzie również stały

zwany stała równowagi chemicznej. Porównując prawe strony równań kinetycznych dla reakcji do przodu i do tyłu, możemy otrzymać:

Gdzie K r– stała równowagi chemicznej, wyrażona w postaci stężeń równowagowych uczestników reakcji.

Stała równowagi chemicznej to stosunek iloczynu stężeń równowagowych produktów reakcji do iloczynu stężeń równowagowych substancji wyjściowych w potęgach ich współczynników stechiometrycznych.

Na przykład dla reakcji odwracalnej

Wyrażenie na stałą równowagi ma postać:

Jeżeli w procesie przemiany chemicznej biorą udział dwie lub więcej faz, wówczas przy wyrażeniu stałej równowagi należy uwzględnić tylko te z nich, w których zachodzą zmiany stężeń reagentów. Na przykład w wyrażeniu na stałą równowagi układu

całkowita liczba moli substancji gazowych przed i po reakcji pozostaje stała, a ciśnienie w układzie nie ulega zmianie. Równowaga w tym układzie nie zmienia się pod wpływem zmiany ciśnienia.

Wpływ zmian temperatury na przesunięcie równowagi chemicznej.

W każdej reakcji odwracalnej jeden z kierunków odpowiada procesowi egzotermicznemu, a drugi procesowi endotermicznemu. Zatem w reakcji syntezy amoniaku reakcja naprzód jest egzotermiczna, a reakcja odwrotna jest endotermiczna.

1) stężenia H 2, N 2 i NH 3 nie zmieniają się w czasie,

3) liczba cząsteczek NH 3 rozpadających się w jednostce czasu jest równa połowie całkowitej liczby cząsteczek H 2 i N 2 powstałych w tym czasie,

4) całkowita liczba cząsteczek H2 i N2 przekształconych w NH3 w jednostce czasu jest równa liczbie cząsteczek NH3 powstałych w tym samym czasie.

49. Wskaż liczbę lub sumę liczb umownych, pod którymi podane są prawidłowe odpowiedzi. Równowaga chemiczna w układzie: 2SO 2 + O 2 2SO 3 ∆Н ˂0 zostanie zakłócona przez:

1) obniżenie ciśnienia w układzie,

2) ogrzewanie,

4) wzrost stężenia tlenu.

50. Wskaż liczbę lub sumę liczb umownych, pod którymi podane są prawidłowe odpowiedzi. Aby przesunąć równowagę w układzie N 2 + 3H 2 2NH 3 ∆H ˂0 w lewo należy:

1) wprowadzić do układu H2,

2) usunąć NH 3 z układu,

4) podnieść ciśnienie krwi,

8) zwiększyć temperaturę.

51. Aby przesunąć równowagę reakcji 2SO 2 + O 2 2SO 3 ∆Н ˂0 w prawo, konieczne jest:

1) podgrzać system,

2) wprowadzić do układu O 2,

4) wprowadzić do systemu SO 3,

8) zmniejszyć ciśnienie w układzie.

52. Reguła Le Chateliera (zasada) nie pasuje oświadczenie:

1) wzrost temperatury przesuwa równowagę w kierunku reakcji endotermicznej;

2) spadek temperatury przesuwa równowagę w stronę reakcji egzotermicznej;

3) wzrost ciśnienia przesuwa równowagę w kierunku reakcji prowadzącej do zwiększenia objętości;

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

2) k 1H = k 2 2 ,

67. Dla stałej równowagi ( K. str) ma wpływ:

1) ciśnienie,

2) temperatura,

3) koncentracja,

4) katalizator.