„Cheminių reakcijų kinematika“, „Sprendimai“ nuotoliniam mokymuisi. Cheminių reakcijų kinematika

Programos temos, klausimai

mokytis

Ką studentas turėtų žinoti ir mokėti

Vadovėliai

Pagrindai cheminė termodinamika

1) Sąvokos: sistemos; fazė; homogeninės ir nevienalytės sistemos; procesai ir jų klasifikacija; sistemos būsenos parametrai ir funkcijos.

2) Šiluminiai efektai procesus. Vidinė energija ir entalpija, jų apibrėžimai ir matavimo vienetai. Heso dėsnis ir pasekmės iš jo. medžiagų susidarymo entalpija, fazių perėjimai ir chem. reakcijos.

3) Entropija. Chemijos matavimo orientacijos sąvokos ir vienetai. reakcijos izoliuotose sistemose.

4) Gibbso energija. Chemijos kryptis. procesai neizoliuotose sistemose.

Termodinamikos sąvokų apibrėžimai.

Veiksniai, įtakojantys vertę vidinė energija(), entalpija (
), entropija (S), Gibso energija (G)

Mokėti skaičiuoti šilumos balansus reakcijos, entropijos pokytis

Atlikite skaičiavimus ir padarykite išvadą apie galimybę (neįmanoma)

1) Korovinas N.V. Bendroji chemija. 2005 m. (nuo 115 iki 142)

2) Glinka N.L. Bendroji chemija, 2006 m. (nuo 170 iki 185)

3) Glinka N. L – bendrosios chemijos uždaviniai ir pratimai 2006 „Nr. 283, 293, 295, 299 – 5 lentelė. 223 – 225 p. 303, 304, 310, 311“.

Kinematikos chem. reakcijos

1) Reakcijos greičio samprata.

2) Įtaka (Kaip? Kodėl?) chemijos greičiui. medžiagų pobūdžio reakcijos, koncentracija, t°, slėgis, reaguojančių medžiagų paviršius, katalizatorius.

Paaiškinkite, kaip ir kodėl keičiasi cheminių reakcijų greitis, keičiantis koncentracijai, slėgiui, t°, katalizatoriui.

Mokėti parašyti matematinę išraišką

3) Sistemos pusiausvyra. Cheminis balansas. Pusiausvyros konstanta. Le Chatelier principas.

Bet kurios cheminės medžiagos masės veikimo dėsnis (LAM). sistemos.

Gebėti nustatyti, kurios reakcijos kryptimi vyks cheminis poslinkis. pusiausvyra, kai keičiasi sistemos koncentracija, slėgis, t°, medžiagos.

1) 166- 201, 148 – 152

2) 186 – 200

3) "Nr. 325, 326, 330, 332, 336, 358, 363, 365, 383."

Sprendimai

1) Tirpalų koncentracijos išreiškimo būdai.

2) Energijos reiškiniai tirpimo metu.

3) Slėgio pokyčiai sočiųjų garų tirpalo, jo kristalizacijos ir virimo temperatūros. Raoult dėsniai. Osmosinis slėgis sprendimus. Van't-Hoffo dėsnis.

4) Elektrolitinė disociacija. Stiprūs ir silpni elektrolitai.

5) Raoult ir van't-Hoff dėsnių taikymo elektrolitų tirpalams ypatumai. Izotoninis koeficientas.

6) Druskų hidrolizė

7) Elektrolitinė vandens disociacija. Joninis vandens produktas. Vandenilio indikatorius.

Žinokite formules, kurios išreiškia masės frakcijos ištirpusios medžiagos, molinės, molinės ir ekvivalentinės (normalios) koncentracijos tirpaluose, mokėti atlikti atitinkamus skaičiavimus.

Mokėti parašyti hidrolizės reakcijų lygtis įvairių tipų druskos ir nurodyti jų tirpalo terpę.

1) 204 – 243

2) 216 – 259

3) "Nr. 392, 414, 415, 428, 437."

3) 464, 466, 474, 478, 480, 483

3) 603, 607.

Išsklaidytos sistemos

1) Disperguotų sistemų samprata, jų klasifikavimas pagal dispersinės fazės dalelių dydį, agregacijos būsena dispersinė fazė ir dispersinė terpė, išsklaidytos sistemos dalių sąveika, struktūriškai mechanines savybes. Dispersinių sistemų paruošimas.

2) Liofobinių zolių savybės: molekulinės – kinetinės, optinės, elektrokinetinės. Išsklaidytų sistemų stabilumas. Sedimentacija ir koaguliacija.

3) Liofiliniai koloidiniai tirpalai. Paviršinio aktyvumo medžiagos.

4) Suspensijų, emulsijų, putų, aerozolių, miltelių charakteristikos

Mokėti klasifikuoti dispersines sistemas pagal sklaidos laipsnį.

Mokėti parašyti micelės koloidinio tirpalo formulę.

Nustatykite koaguliuojantį joną elektrolitų mišinyje.

Žinoti suspensijų, emulsijų, aerozolių, putų apibrėžimą ir struktūrą bei jų panaudojimo sritis.

Paaiškinkite dispersinių sistemų savybes.

Cheminėse reakcijose vyksta kažkas panašaus į „jonizaciją“. Pavyzdžiui, dvi medžiagos ir sujungti į pagrindinę medžiagą; tada, šiek tiek pagalvoję, galime pavadinti atomą ( - ką vadiname elektronu, ir - ką vadiname jonu). Po tokio pakeitimo, kaip ir anksčiau, galime parašyti pusiausvyros lygtį

. (42.9)

Ši formulė, žinoma, yra netiksli, nes „konstanta“ priklauso nuo tūrio, prie kurio leidžiama derinti ir pan., tačiau kreipiantis į termodinaminius argumentus galima įprasminti reikšmę eksponentinio koeficiento požiūriu, ir tada paaiškėja, kad tai glaudžiai susiję su reakcijai reikalinga energija.

Pabandykime suprasti šią formulę kaip susidūrimų rezultatą, maždaug taip, kaip supratome garavimo formulę, skaičiuodami elektronus, išbėgančius į erdvę ir grįžtančius atgal per laiko vienetą. Tarkime, kad susidūrimų metu ir kartais susidaro ryšys. Taip pat darykime prielaidą, kad tai yra sudėtinga molekulė, kuri dalyvauja bendrame šokyje ir yra trenkiama kitų molekulių, ir karts nuo karto gauna energijos, kurios pakanka sprogti ir vėl subyrėti.

Atkreipkite dėmesį, kad cheminėse reakcijose situacija yra tokia, kad jei artėjantys atomai turi per mažai energijos, tai, nors šios energijos pakanka reakcijai, atomų susidūrimo faktas nebūtinai reiškia reakcijos pradžią. Paprastai reikalaujama, kad susidūrimas būtų „sunkesnis“, „minkštas“ susidūrimas ir jo gali nepakakti reakcijai pradėti, net jei procesas išskiria pakankamai energijos reakcijai. Tarkime, kad bendras bruožas cheminės reakcijos – tai reikalavimas, pagal kurį susijungti ir susidaryti neužtenka paprasto susidūrimo, bet būtina, kad jos susidurtų su tam tikru energijos kiekiu. Ši energija vadinama aktyvacijos energija, tai yra energija, reikalinga reakcijai „suaktyvinti“. Tegul yra energijos perteklius, reikalingas susidūrimams sukelti reakciją. Tada greitis, kuriuo ir generuojamas, turi turėti atomų skaičiaus sandaugą ir , padaugintą iš greičio, kuriuo atskiras atomas patenka į tam tikrą dydžio sritį, ir iš vertės (tikimybės, kad atomai turės pakankamai energijos). :

. (42.10)

Dabar turime rasti atvirkštinio proceso greitį. Yra tikimybė, kad jie vėl išsiskirs. Norėdami atsiskirti, jie neturi pakankamai energijos, kad užtikrintų savo atskirą egzistavimą. Bet kadangi molekulėms nėra lengva susijungti, turi būti tam tikra kliūtis, per kurią jos turi pereiti, kad išsiskirtų. Jie turi ne tik kaupti savo egzistavimui reikalingą energiją, bet ir ką nors pasiimti. Pasirodo, kažkas panašaus į kopimą į kalną prieš nusileidžiant į slėnį; pirmiausia reikia pakilti į aukštį, tada leistis žemyn ir tik po to išsiskirstyti (42.1 pav.). Taigi, perėjimo greitis ir yra proporcingas produktui – pradiniam molekulių skaičiui vienam :

. (42.11)

Konstanta yra atomų tūrio ir susidūrimų dažnio suma; jį galima gauti, kaip ir išgarinimo atveju, padauginus sluoksnio plotą ir storį, bet dabar to nedarysime. Mus dabar domina tai, kad kai šie greičiai yra vienodi, jų santykis yra lygus vienetui. Tai rodo, kad, kaip ir anksčiau, kur yra skerspjūviai, greičiai ir kiti veiksniai, kurie nepriklauso nuo skaičių .

Fig. 42.1. Energijos santykis reakcijoje.

Įdomu tai, kad reakcijos greitis vis dar skiriasi kaip , nors ši konstanta nebeturi jokio ryšio su ta, su kuria susidūrėme koncentracijų problemą; aktyvacijos energija labai skiriasi nuo energijos. Energija reguliuoja proporcijas ir prie kurios nusistovi pusiausvyra, bet jei norime sužinoti, ar ji greitai virsta , tai tai neturi nieko bendra su pusiausvyra ir atsiranda kita energija – aktyvacijos energija, kuri, naudodama eksponentinį, valdo greitį. reakcijos.

Be to, tai nėra pagrindinė konstanta, kaip . Tarkime, kad reakcija įvyksta ant sienos paviršiaus ar ant kokio kito paviršiaus, tada jie gali taip pasklisti, kad sujungti į juos bus lengviau. Kitaip tariant, galite iškasti „tunelį“ per kalną arba nuplėšti kalno viršūnę. Dėl energijos taupymo, kad ir kuriuo keliu eitume, rezultatas bus tas pats: iš ir gauname , todėl energijos skirtumas nepriklauso nuo kelio, kuriuo eisime yra reakcija tačiau aktyvacijos energija labai priklauso nuo šio kelio. Štai kodėl cheminių reakcijų greitis yra toks jautrus išorinėms sąlygoms. Reakcijos greitį galite pakeisti pakeisdami paviršių, su kuriuo liečiasi reagentai, galite sudaryti „statinių rinkinį“ ir jį naudoti norėdami pasirinkti bet kokius greičius, jei jie priklauso nuo paviršiaus savybių. Į aplinką, kurioje vyksta reakcija, galite įvesti trečią objektą; taip pat gali labai pakeisti reakcijos greitį, tokios medžiagos su nedideliu pokyčiu kartais labai įtakoja reakcijos greitį; jie vadinami katalizatoriais. Reakcijos praktiškai gali nebūti, nes ji yra per aukšta tam tikrai temperatūrai, bet jei pridedate šią specialią medžiagą - katalizatorių, tada reakcija vyksta labai greitai, nes ji mažėja, todėl atvirkštinės reakcijos greitis yra proporcingas ir iškrenta iš pusiausvyros koncentracijų formulės. Pusiausvyros dėsnio (42.9), kurį parašėme pirmiausia, teisingumas yra visiškai garantuotas, nepaisant bet kokio galimo reakcijos mechanizmo!

Cheminė kinetika – tai cheminių reakcijų greičio ir jo priklausomybės nuo įvairių veiksnių (reagentų koncentracijos, t, P, katalizatoriaus ir kt.) tyrimas.

Cheminės reakcijos vyksta su skirtingu greičiu. Kai kurios reakcijos baigiasi per sekundės dalį (skilimas sprogmenų), kiti trunka minutes, valandas, dienas, kiti – dešimtis, šimtus, tūkstančius metų (žemės plutoje vykstantys procesai).

Konkrečios reakcijos greitis taip pat gali labai skirtis priklausomai nuo jos atsiradimo sąlygų (vandenilio ir deguonies mišinys įprastoje temperatūroje gali išlikti nepakitęs neribotą laiką; įvedus atitinkamą katalizatorių, jis reaguoja labai smarkiai; 630 ° C temperatūroje jis reaguoja be katalizatoriaus).

Fazė – tai sistemos dalis, kuri savo fizinėmis ir cheminėmis savybėmis skiriasi nuo kitų sistemos dalių ir yra nuo jų atskirta sąsaja, kurią praeinant stipriai pasikeičia sistemos savybės.

Sistemos, susidedančios iš vienos fazės, vadinamos vienarūšėmis, sistemos, susidedančios iš kelių fazių, vadinamos heterogeninėmis. Atitinkamai, reakcijos, kurių metu sąveikaujančios medžiagos yra toje pačioje fazėje, vadinamos vienalytėmis, o reakcijos, kurių metu medžiagos susijungia skirtingose ​​fazėse, – heterogeninėmis.

Vienalytės cheminės reakcijos greitis dažniausiai išreiškiamas reaguojančių medžiagų arba susidarančių reakcijos produktų koncentracijos pokyčiu per laiko vienetą. Koncentracijos pradinės medžiagos reakcijos metu mažėja, o reakcijos produktų koncentracijos laikui bėgant didėja. Vienalytės cheminės reakcijos greitis mažėja, kai sunaudojamos pradinės medžiagos.

Vidutinis reakcijos greitis vav laiko intervale nuo t1 iki t2 nustatomas pagal ryšį:

; .

Ryžiai. 5.1. Pradinių medžiagų koncentracijos pokyčiai laikui bėgant.

Momentinis greitis yra reakcijos greitis šiuo metu laikas t. Jis nustatomas pagal koncentracijos išvestinę laiko atžvilgiu:

Ryžiai. 5.2. Reagentų koncentracijos pokyčiai laikui bėgant.

Reakcijos greitis visada laikomas teigiamu. Jei skaičiavimuose imame pradinių medžiagų koncentracijos pokytį, tai į nurodyta išraiška dedamas ženklas „-“; jei tai susiję su reakcijos produktais, reikia paimti „+“ ženklą.

Veiksniai, turintys įtakos cheminės reakcijos greičiui:

reaguojančių medžiagų pobūdis;

reagentų koncentracija;

temperatūra;

katalizatoriai;

dispersija (kietoms medžiagoms);

terpės rūgštingumas (reakcijoms tirpaluose);

reaktoriaus forma (grandininėms reakcijoms);

apšvietimo intensyvumas matomais arba UV spinduliais (fotocheminėms reakcijoms);

švitinimo spinduliais intensyvumas (radiacinėms-cheminėms reakcijoms) ir kt.

Reagentų prigimtis

2NO + O2 = 2NO2 – eina standartinėmis sąlygomis.

2CO + O2 = 2CO2 – standartinėmis sąlygomis nereaguoja, nors šių reakcijų lygtys paviršutiniškai panašios, tačiau medžiagų prigimtis skiriasi.

Reagento koncentracija

Būtina medžiagų sąveikos sąlyga yra molekulių susidūrimas. Susidūrimų skaičius, taigi ir cheminės reakcijos greitis, priklauso nuo reaguojančių medžiagų koncentracijos: nei daugiau molekulių, tuo daugiau susidūrimų.

Masinių veiksmų dėsnis

Reakcijai aA + bB ® cC tiesioginės reakcijos greitis yra

,

kur [A], [B] yra reagentų A ir B molinės koncentracijos; k – cheminės reakcijos greičio konstanta (duota).

Fizikinė greičio konstantos reikšmė: ji lygi reakcijos greičiui, kai [A] = 1 mol/l ir [B] = 1 mol/l.

Homogeninė reakcija: 2NO(g) + O2(g) = 2NO2(g)

v=k×2·.

Heterogeninė reakcija: C (kieta medžiaga) + O2 (g) = CO2 (g)

Manoma, kad anglies paviršiaus plotas, kuriame vyksta reakcija, ilgą laiką išlieka pastovus ir į jį atsižvelgiama koeficientu k.

Temperatūros įtaka vienalyčių reakcijų greičiui

Temperatūros padidėjimas padidina molekulių judėjimo greitį ir atitinkamai padidina susidūrimų tarp jų skaičių. Pastarasis taip pat padidina cheminės reakcijos greitį.

Kiekybiškai temperatūros poveikį vienalyčių cheminių reakcijų greičiui galima išreikšti apytiksliai pagal van't Hoff taisyklę:

Temperatūros padidėjimas 10° padidina vienalyčių cheminių reakcijų greitį maždaug 2–4 kartus.

Ryžiai. 5.3. Reakcijos greičio pokytis priklausomai nuo padidėjimo

reakcijos temperatūra.

Matematiškai tai atrodytų taip:

,

kur reakcijos greičio temperatūros koeficientas, lygus apytiksliai 2÷4.

Jei kiekvienas susidūrimas sukeltų sąveikos veiksmą, visos reakcijos turėtų vykti sprogimo greičiu. Tiesą sakant, tik nedidelis susidūrimų skaičius sukelia sąveikos veiksmus. Reakciją sukelia tik aktyvių molekulių susidūrimai, kurių energijos rezervo pakanka elementariam reakcijos veiksmui atlikti. Aktyvių susidūrimų skaičius tam tikroje temperatūroje yra proporcingas bendram reaguojančių molekulių kiekiui. Kylant temperatūrai, aktyvių susidūrimų skaičius padidėja daug daugiau nei bendras skaičius susidūrimai.

Kad molekulės reaguotų susidūrimo metu, cheminės jungtys turi būti „laisvos“. Norėdami tai padaryti, molekulė turi turėti padidintą energijos rezervą. Molekulės, turinčios tai būtino tiekimo energijos vadinamos aktyvintomis. Kaitinant medžiagas, molekulės aktyvuojasi dėl jų pagreičio judėjimas į priekį, o taip pat dėl ​​padidėjusio atomų ir atominių grupių vibracinio judėjimo pačiose molekulėse. Visa tai veda prie molekulių viduje esančių ryšių susilpnėjimo. Taigi, kad molekulės galėtų reaguoti, jos turi įveikti tam tikrą energijos barjerą.

Remiantis tuo, kas išdėstyta aukščiau, A + B sistemos energijos pokytis ją transformuojant į S gali būti grafiškai pavaizduotas taip (5.4 pav.)

S molekulė susidaro iš A ir B dėl atomų ir cheminių ryšių perskirstymo. Kad susidarytų S molekulė, aktyvuotos molekulės A ir B, susidūrusios, pirmiausia sudaro aktyvuotą kompleksą AB, kuriame vyksta atomų persiskirstymas. Energija, reikalinga molekulei sužadinti iki komplekso aktyvacijos energijos, vadinama aktyvacijos energija Ea.

Ryžiai. 5.4. Endalpijos kitimo diagrama (a)

ir egzoterminiai (b) procesai.

a) paveiksle parodyta, kad reakcijos produktai turi didesnį energijos rezervą nei pradinės medžiagos, tai yra, reakcija A + B ® S yra endoterminė. Reakcijos produktų ir pradinių medžiagų energijos skirtumas yra reakcijos terminis poveikis.

Atitinkamas egzoterminės reakcijos C + D → P grafikas parodytas b paveiksle).

Ryšys tarp reakcijos greičio konstantos k ir aktyvacijos energijos Ea nustatomas pagal Arenijaus lygtį:

,

kur A yra priešeksponentinis koeficientas, susijęs su susidūrimų tikimybe ir skaičiumi.

Arrhenijaus lygties logaritmas:

arba

pateikia tiesės lygtį. Žinodami greičio konstantas keliose temperatūrose, galime nustatyti tam tikros reakcijos aktyvavimo energiją:

Šios tiesios linijos pasvirimo kampo link abscisių ašies liestinė yra lygi:

.

Aktyvinimo energija yra veiksnys, kuriuo reagentų prigimtis įtakoja cheminės reakcijos greitį.

- „greitos“ reakcijos ( jonų reakcijos tirpaluose);

- reakcijos su išmatuojamu greičiu

(Н2SO4 + Na2S2O3 = Na2SO4 + SO2 + S + H2O);

- „lėtos“ reakcijos

(NH3 sintezė normalioje temperatūroje).

Reakcijos kelią galima pakeisti įvedant į sistemą katalizatorių.

Katalizatoriai yra medžiagos, turinčios įtakos cheminės reakcijos greičiui, tačiau jų cheminė sudėtis po tarpinių etapų išlieka ta pati. Katalizatorių poveikis cheminių reakcijų greičiui vadinamas katalizė.

Katalizatoriai gali sumažinti aktyvacijos energiją, nukreipdami reakciją nauju keliu. Sumažėjus aktyvacijos energijai, padidėja reaktyviųjų dalelių dalis ir, atitinkamai, pagreitėja sąveikos procesas. Katalizatoriai, kurie pagreitina reakciją, vadinami teigiamais. Taip pat žinomi neigiami katalizatoriai (inhibitoriai). Jie sulėtina reakciją surišdami aktyvias tarpines molekules arba radikalus ir taip neleidžia reakcijai vykti.

Katalizatoriai skirstomi į homogeninius ir nevienalyčius. Homogeniniai yra toje pačioje agregacijos būsenoje su bent vienu iš reagentų.

Homogeninė katalizė dažniausiai vyksta susidarant nestabiliems tarpiniams junginiams. Pavyzdžiui, reakcijai A + B → C reikia didelė energija aktyvinimas Ea. Esant katalizatoriui, vyksta reakcijos A + K → AK ir AK + B → C + K, kur K yra katalizatorius.

Ryžiai. 5.6. Reakcijos A + B = C energijos diagrama

be katalizatoriaus ir su katalizatoriumi.

Jei didžiausia šių nuoseklių reakcijų aktyvavimo energija Ea" ir Ea"" yra mažesnė už reakcijos be katalizatoriaus aktyvinimo energiją Ea, tada katalizatorius yra teigiamas.

Homogeninio katalizatoriaus pavyzdys:

SO2 + O2 = SO3 – beveik jokios naudos;

2NO + O2 = NO2 - tarpinė būsena;

SO2 + NO2 = SO3 + NO – aktyviai vykstanti reakcija ( azoto metodas sieros anhidridas, o iš jo - sieros rūgštis).

Grandininės reakcijos.

Reakcijos, apimančios laisvųjų radikalų, vadinami grandine. Radikalas yra trumpaamžė valentinės nesočiosios dalelės.

Yra dviejų tipų grandininės reakcijos:

su nešakotomis grandinėmis;

su šakotomis grandinėmis.

Pirmasis tipas yra fotocheminė HCl sintezė. Grandinė atsiranda dėl atomų - radikalų susidarymo. ECl-Cl =58,0 kcal/mol; EH-H = 104,2 kcal/mol.

Cl2 + hn = 2Cl× grandinės branduolys

grandinės plėtra

………………………….

atvira grandinė

Dėl išorinis šaltinis energija (šviesa, elektros iškrova, kaitinant, veikiant ά-, β- arba γ- spinduliuotei) susidaro laisvieji radikalai arba atomai su laisvu valentingumu. Jie sąveikauja su molekulėmis. Kiekvienoje grandinės grandyje vėl susidaro nauja aktyvi dalelė. Kartojant tuos pačius elementarius procesus, vyksta grandininė reakcija. Jo trukmė gali būti labai ilga. Aukščiau pateiktoje reakcijoje kiekvienam absorbuotam kvantui susidaro iki 100 tūkstančių HCl molekulių. Dviejų identiškų radikalų susidūrimas, su sąlyga, kad išsiskirianti energija gali būti perkelta į trečiąjį kūną, veda prie grandinės nutraukimo. Nutraukimo priežastis gali būti ne tik laisvųjų radikalų rekombinacija, bet ir jų gaudymas reakcijos indo sienele, radikalo sąveika su priemaišomis, taip pat mažo aktyvumo radikalo susidarymas (tūrio nutraukimas). Todėl grandininės reakcijos greitis yra labai jautrus pašalinių dalelių buvimui ir indo formai.

Šakotoje grandininės reakcijos viena vieno laisvojo radikalo reakcija sukuria daugiau nei vieną naują laisvąjį radikalą.

I reakcijoje susidarę radikalai užtikrina nešakotos grandinės vystymąsi, o deguonies atomas, turintis dvi laisvąsias valentnes (II reakcija), sudaro du radikalus, kurie pradeda šakotis. Atsiranda didžiulė suma laisvųjų radikalų. Radikalų „dauginimasis“ sukelia laviną primenančią proceso eigą, kuri gali sukelti sprogimą:

Tačiau net ir šiuose procesuose nutrūksta grandinė. Be to, spartus proceso greičio padidėjimas pastebimas tik tuo atveju, kai šakojimosi greitis lenkia nutraukimo greitį.

Tokioms reakcijoms koncentracijos pokytis aktyvūs centrai laike gali būti išreikštas tokiu ryšiu:

,

kur C yra aktyvių centrų skaičius reakcijos zonoje;

Aktyvių centrų branduolio susidarymo greitis;

f – grandinės šakojimosi greičio konstanta;

g – grandinės nutrūkimo greičio konstanta.

Cheminės reakcijos skirstomos į grįžtamąsias ir negrįžtamas

Chemiškai negrįžtamos reakcijos tokiomis sąlygomis vyksta beveik iki galo, kol visiškai sunaudojama viena iš reaguojančių medžiagų (NH4NO3 → 2H2O + N2O – joks bandymas gauti nitratų iš H2O ir N2O neduoda teigiamo rezultato).

Chemiškai grįžtamosios reakcijos tam tikromis sąlygomis vyksta vienu metu tiek pirmyn, tiek atgal. Ne grįžtamos reakcijos mažiau nei grįžtamasis. Grįžtamos reakcijos pavyzdys yra vandenilio sąveika su jodu:

; .

Po kurio laiko HI susidarymo greitis taps vienodas greitis jo skilimas:

; .

Kitaip tariant, susidarys cheminė pusiausvyra:

Ryžiai. 5.7. Pirmyn (1) ir atgal (2) reakcijų greičio keitimas

laikui bėgant.

Cheminė pusiausvyra yra sistemos būsena, kurioje reakcijos produktų susidarymo greitis yra lygus jų pavertimo pirminiais reagentais greičiui.

Cheminė pusiausvyra yra dinamiška, tai yra, jos atsiradimas nereiškia reakcijos nutraukimo.

Tikros ženklai cheminė pusiausvyra:

sistemos būklė laikui bėgant išlieka nepakitusi, nesant išorinių poveikių;

sistemos būklė keičiasi veikiant išoriniams poveikiams, kad ir kokie maži jie būtų;

sistemos būklė nepriklauso nuo to, kurioje pusėje ji artėja prie pusiausvyros.

Remdamiesi tiesioginių ir atvirkštinių reakcijų greičių lygybe pusiausvyroje, galime parašyti:

.

Taigi matome, kad esant pastoviai pusiausvyrai, reakcijos produktų koncentracijų sandauga, padalyta iš pradinių medžiagų koncentracijų sandaugos, atitinkanti atitinkamus stechiometrinius koeficientus, tam tikrai reakcijai tam tikroje temperatūroje yra pastovią vertę, vadinama pusiausvyros konstanta.

Bendrai kalbant apie reakciją

pusiausvyros konstantos išraiška turi būti parašyta:

.

Reagentų koncentracijos esant pastoviai būsenai vadinamos pusiausvyros koncentracijomis.

Heterogeninių grįžtamųjų reakcijų atveju Kc išraiška apima tik dujinių ir ištirpusių medžiagų pusiausvyros koncentracijas. Taigi reakcijai CaCO3 ↔ CaO + CO2

Esant pastovioms išorinėms sąlygoms, pusiausvyros padėtis išlaikoma neribotą laiką. Keičiant išorinės sąlygos gali pasikeisti pusiausvyros padėtis. Temperatūros ir reagentų koncentracijos pokyčiai (dujinių medžiagų slėgis) pažeidžia tiesioginių ir atvirkštinių reakcijų greičių lygybę ir atitinkamai pažeidžia pusiausvyrą. Po kurio laiko greičių lygybė bus atkurta. Tačiau naujomis sąlygomis reagentų pusiausvyros koncentracija bus kitokia. Sistemos perėjimas iš vienos pusiausvyros būsenaį kitą vadinamas pusiausvyros poslinkiu arba poslinkiu. Cheminę pusiausvyrą galima palyginti su balansinio pluošto padėtimi. Lygiai taip pat, kaip keičiasi nuo vieno iš puodelių apkrovos slėgio, cheminė pusiausvyra gali pasislinkti į pirmyn arba atvirkštinę reakciją, priklausomai nuo proceso sąlygų. Kiekvieną kartą, kai nustatoma nauja pusiausvyra, atitinkanti naujas sąlygas.

Skaitinė konstantos reikšmė paprastai kinta priklausomai nuo temperatūros. Esant pastoviai temperatūrai, Kc reikšmės nepriklauso nuo slėgio, tūrio ar medžiagų koncentracijos.

Žinant skaitinę Kc reikšmę, galima apskaičiuoti kiekvieno reakcijos dalyvio pusiausvyros koncentracijų arba slėgių reikšmes.

Pavyzdžiui, tarkime, kad reikia apskaičiuoti HI pusiausvyros koncentraciją, susidariusią dėl reakcijos H2 + I2 ↔ 2HI. Pažymėkime pradinės koncentracijos H2 ir I2 per C, o jų pokytis pusiausvyros momentu per x (mol/l). Tada reagentų pusiausvyros koncentracijos yra:

= (C – x);

= (C – x) = ; = 2x.

Turime

. Remiantis šia išraiška, galima apskaičiuoti x, taigi ir reagentų pusiausvyros koncentracijas.

Reakcijoms, kuriose dalyvauja dujos, patogiau naudoti dalinį medžiagų slėgį. Pusiausvyros konstanta šiuo atveju žymima Kp.

.

Yra ryšys tarp Kc ir Kr. Remdamiesi amoniako sintezės reakcijos pavyzdžiu, rasime. N3+ 3H2 ↔ 2NH3; Medžiagų koncentracijos

dujų aplinka

gali būti išreikštas kaip medžiagos molių skaičiaus n ir sistemos V tūrio santykis:

n reikšmę galima rasti iš Mendelejevo – Klepeirono lygties: .

РV = nRT => n =.

.

Mes gauname

Kc reikšmę išreiškiame gauta verte:

,

Arba galite parašyti kitaip:

Po nedidelių pakeitimų gauname:

.

kur yra koeficientų skirtumas reakcijos lygtyje

Reakcijoms, kurios vyksta be tūrio pasikeitimo, gauname:

.

Yra ryšys tarp cheminės reakcijos izobarinio-izoterminio potencialo pokyčio ir pusiausvyros konstantos, išreikštos daliniu komponentų A, B, C, D, E slėgiu pusiausvyros būsenoje.

298 laipsnių temperatūrai tai atrodo taip:

Jei sistemai, kuri yra pusiausvyroje, daromas koks nors poveikis, tada suaktyvinami tie sistemos procesai, kurie linkę sumažinti šį poveikį iki minimumo.

Reaguojančių medžiagų koncentracijų įtaka būklei

.

pusiausvyra

.

Didėjant O2 koncentracijai (šios išraiškos vardiklis), SO3 koncentracija (skaitiklis) turi didėti. Tai išplaukia iš to, kad Kc=const. Taigi, padidėjus O2 koncentracijai, pusiausvyra bus didesnė pilnas naudojimas SO2 ir didesnis derlius SO3.

Slėgio įtaka pusiausvyros būklei

Slėgis yra būtinas reakcijose tarp dujų.

Dėl didėjančio slėgio didėja reagentų koncentracija ir atitinkamai reakcijos greitis.

Panagrinėkime galimus atvejus.

A). Reakcijoje pradinių medžiagų molių suma yra lygi reakcijos produktų molių sumai. Bendras atitinkamas dujų kiekis taip pat bus lygus.

.

Jei padidinsite slėgį uždarame reakcijos inde, pavyzdžiui, 2 kartus, tūris taip pat pasikeis per pusę. Atitinkamai, dujų koncentracija padvigubės. Pirminių ir atvirkštinių reakcijų greitis didėja, bet vienodai. Todėl cheminės pusiausvyros poslinkis neįvyksta.

.

Taigi, jei pusiausvyros sistemos pradinių ir galutinių dujinių produktų tūriai yra lygūs vienas kitam, tada slėgio pokytis nepažeidžia pusiausvyros.

B). Pradinių medžiagų molių suma yra didesnė už gautų produktų molių sumą:

N2 + 3H2 Û 2NH3.

Iš keturių molių pradinių medžiagų susidaro du moliai produktų - reakcija vyksta mažėjant tūriui. [Didėjant slėgiui, pradinių medžiagų koncentracija padidės didesniu mastu, nei produktų koncentracija, o tai lemia pusiausvyros pasikeitimą link amoniako susidarymo.]

.

IN). Pradinių medžiagų molių suma yra mažesnė už produktų molių sumą:

N2O4<=>2NO2;

.

Dėl tiesioginės reakcijos padidėja medžiagos molių skaičius sistemoje, tai yra, padidėja slėgis.

Kai įvyksta atvirkštinė reakcija, slėgis sistemoje krenta. Jei, nusistovėjus pusiausvyrai, slėgis padidinamas, sistema sureaguos ir pereis į pradinę būseną. Pusiausvyra pasislinks į atvirkštinę reakciją, kartu sumažėjus slėgiui, ty link N2O4 susidarymo. Jei slėgis sumažinamas, pusiausvyra pasislinks į tiesioginę reakciją, kartu su slėgio padidėjimu, tai yra, link NO2 susidarymo.

keičiantis slėgiui, pusiausvyra pasislenka tik tose grįžtamosiose reakcijose, kurias lydi dujinių medžiagų tūrio pasikeitimas;

padidėjus slėgiui pusiausvyra pasislenka į šoną mažesni tūriai, mažėjimas – didesnių apimčių link.

Temperatūros įtaka pusiausvyros būklei

2H2 + O2<=>2H2O(g) + 484,9 kJ.

Vandens susidarymo procesas yra egzoterminis, skilimas – endoterminis.

Pagal Le Chatelier principą, kai šiluma tiekiama į šią pusiausvyros sistemą, pusiausvyra turėtų pasislinkti link endoterminės reakcijos, tai yra, ji turėtų sukelti vandens skilimą. Dėl to sumažės vandens garų pusiausvyros koncentracija ir padidės vandenilio ir deguonies pusiausvyros koncentracija.

Šios sistemos aušinimas sustiprins egzoterminį procesą.

Apsvarstykite sistemą:

N2 + 3H2<=>2NH3 + 92kJ.

Temperatūros sumažėjimas perkelia pusiausvyrą į dešinę, tai yra, padidėja NH3 išeiga. Tačiau pramonėje šis procesas vyksta gana greitai aukšta temperatūra. Taip yra dėl to, kad kai žemos temperatūros pusiausvyros greitis mažas, nors tikslinio produkto išeiga didesnė.

Taigi, kai šildoma pusiausvyros sistema, pusiausvyra pasislenka link endoterminės reakcijos, o atvėsus – į egzoterminę.

Katalizatorių įtaka pusiausvyros būklei

Katalizatorių įvedimas į pusiausvyros sistemą nesukelia pusiausvyros poslinkio, nes katalizatorius, pagreitindamas tiesioginę reakciją, taip pat pagreitina atvirkštinę reakciją. Tačiau katalizatorių įvedimas leidžia pasiekti pusiausvyrą per trumpesnį laiką.

Nuorodos

Glinka N.L. Bendroji chemija. – M.: Chemija, 1978. – P. 166-191.

Shimanovičius I.E., Pavlovich M.L., Tikavyi V.F., Malashko P.M. Bendroji chemija formulėse, apibrėžimuose, diagramose. – Mn.: Universitetskaya, 1996. – P. 102-115.

Karapetyants M.Kh. Įvadas į cheminių procesų teoriją. – M.: absolventų mokykla, 1981. – P. 75-90.

Vorobjovas V.K., Elisejevas S.Ju., Vrublevskis A.V. Praktiškas ir savarankiškas darbas chemijoje. – Mn.: UE „Donarit“, 2005. – P. 39-46.

Taip pat skaitykite

Problemos ir sprendimai „Pagrindinės ekonomikos sąvokos“

„Poeto mirtis“, Lermontovo poemos analizė Trumpa poeto mirties analizė

V Visos Rusijos internetinis konkursas Kontur

Prancūzija Pirmojo pasaulinio karo metais Iš žarijos įsiliepsnojo gaisras

Meteorologinių sąlygų įtaka organizmui Meteorologinių sąlygų įtaka organizmui

Lygtis bendruosiuose diferencialuose Lygties apibrėžimas suminiuose diferencialuose

Kaip sukasi žemė Kodėl žemė sukasi aplink save

Apie išsigimusių ir blogai sąlygotų tiesinių algebrinių lygčių sistemų sprendimą Netiesinių lygčių ir netiesinių lygčių sistemų sprendimas