“Kinematika e reaksioneve kimike”, “Zgjidhje” për mësimin në distancë. Kinematika e reaksioneve kimike

Temat e programit, pyetjet

për të studiuar

Çfarë duhet të dijë dhe të jetë në gjendje të bëjë një student

Tekstet shkollore

Bazat termodinamika kimike

1) Konceptet: sisteme; faza; sisteme homogjene dhe heterogjene; proceset dhe klasifikimi i tyre; parametrat dhe funksionet e gjendjes së sistemit.

2) Efektet termike proceset. Energjia e brendshme dhe entalpia, përkufizimet e tyre dhe njësitë matëse. Ligji i Hesit dhe pasojat prej tij. Entalpia e formimit të substancave, tranzicionet fazore dhe kimi. reagimet.

3) Entropia. Konceptet dhe njësitë matëse të orientimit të kimisë. reaksionet në sisteme të izoluara.

4) Energjia e Gibbs. Drejtimi i kimisë. proceset në sisteme jo të izoluara.

Përkufizime të koncepteve termodinamike.

Faktorët që ndikojnë në vlerë energjia e brendshme(), entalpi (
), entropia (S), energjia e Gibbs (G)

Të jetë në gjendje të numërojë balancat e nxehtësisë reaksionet, ndryshimi i entropisë

Bëni llogaritjet dhe nxirrni një përfundim për mundësinë (pamundësinë)

1) Korovin N.V. kimia e përgjithshme. 2005 (nga 115 - 142)

2) Glinka N.L. Kimi e Përgjithshme 2006 (nga 170 - 185)

3) Glinka N. L – problema dhe ushtrime në kiminë e përgjithshme 2006 “Nr 283, 293, 295, 299 – tabela 5. fq.223 – 225; Nr 303, 304, 310, 311.”

Kinematika kim. reagimet

1) Koncepti i shpejtësisë së reagimit.

2) Ndikimi (Si? Pse?) në shkallën e kimisë. reaksionet e natyrës së substancave, përqendrimi, t°, presioni, sipërfaqja e substancave reaguese, katalizatori.

Shpjegoni si dhe pse ndryshon shpejtësia e reaksioneve kimike me ndryshimet në përqendrim, presion, t°, katalizator.

Të jetë në gjendje të shkruajë një shprehje matematikore

3) Ekuilibri i sistemit. Bilanci kimik. Konstanta e ekuilibrit. Parimi i Le Chatelier.

Ligji i veprimit në masë (LAM) për çdo kimikat. sistemeve.

Të jetë në gjendje të përcaktojë në drejtimin e cilit reaksion do të ndodhë një zhvendosje kimike. ekuilibri gjatë ndryshimit të përqendrimit, presionit, t°, substancave të sistemit.

1) 166- 201, 148 – 152

2) 186 – 200

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

Zgjidhjet

1) Metodat e shprehjes së përqendrimit të tretësirave.

2) Dukuritë e energjisë gjatë shpërbërjes.

3) Ndryshimet e presionit avull i ngopur tretësira, kristalizimi i saj dhe temperaturat e vlimit. Ligjet e Raoult. Presioni osmotik Zgjidhjet. Ligji i Van't-Hoff.

4) Disociimi elektrolitik. Elektrolite të forta dhe të dobëta.

5) Veçoritë e zbatimit të ligjeve të Raoult dhe van't-Hoff në tretësirat e elektroliteve. Koeficienti izotonik.

6) Hidroliza e kripërave

7) Shpërbërja elektrolitike e ujit. Produkt jonik i ujit. Indeksi i hidrogjenit.

Të njohin formulat që shprehin fraksionet masive substanca e tretur, përqendrimet molare, molale dhe ekuivalente (normale) të tretësirave, të jetë në gjendje të bëjë llogaritjet përkatëse.

Të jetë në gjendje të shkruajë ekuacione për reaksionet e hidrolizës lloje të ndryshme kripërat dhe tregoni mjedisin e tretësirës së tyre.

1) 204 – 243

2) 216 – 259

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

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

3) 603, 607.

Sisteme të shpërndara

1) Koncepti i sistemeve të shpërndara, klasifikimi i tyre sipas madhësisë së grimcave të fazës së shpërndarë, gjendja e grumbullimit faza e shpërndarë dhe mjedisi i shpërndarë, ndërveprimi i pjesëve të sistemit të shpërndarë, në mënyrë strukturore vetitë mekanike. Përgatitja e sistemeve disperse.

2) Vetitë e soleve liofobike: molekulare - kinetike, optike, elektrokinetike. Stabiliteti i sistemeve të shpërndara. Sedimentimi dhe koagulimi.

3) Tretësira koloidale liofile. Substancat aktive sipërfaqësore.

4) Karakteristikat e suspensioneve, emulsioneve, shkumeve, aerosoleve, pluhurave

Të jetë në gjendje të klasifikojë sistemet disperse sipas shkallës së dispersionit.

Të jetë i aftë të shkruajë formulën e tretësirës koloidale të micelës.

Përcaktoni jonin koagulues në një përzierje elektrolitesh.

Njihni përkufizimin dhe strukturën e suspensioneve, emulsioneve, aerosoleve, shkumave dhe zonat e aplikimit të tyre.

Shpjegoni vetitë e sistemeve disperse.

Në reaksionet kimike, ndodh diçka e ngjashme me "jonizimin". Për shembull, dy substanca dhe kombinohen në substancën kryesore; atëherë, pasi të mendojmë pak, mund ta quajmë një atom ( - atë që quajmë elektron, dhe - atë që quajmë jon). Pas një zëvendësimi të tillë, si më parë, mund të shkruajmë ekuacionin e ekuilibrit

. (42.9)

Kjo formulë, natyrisht, është e pasaktë, sepse "konstantja" varet nga vëllimi në të cilin lejohet të kombinohet, etj., por duke iu drejtuar argumenteve termodinamike, mund t'i jepet kuptim vlerës në terma të një faktori eksponencial. dhe më pas rezulton se është i lidhur ngushtë me energjinë e nevojshme për një reaksion.

Le të përpiqemi ta kuptojmë këtë formulë si rezultat i përplasjeve, përafërsisht në të njëjtën mënyrë siç e kuptuam formulën e avullimit, duke numëruar elektronet që ikin në hapësirë ​​dhe ato që kthehen mbrapa për njësi të kohës. Supozoni se në përplasje dhe ndonjëherë formojnë një lidhje. Dhe le të supozojmë gjithashtu se kjo është një molekulë komplekse që merr pjesë në një kërcim të përgjithshëm dhe goditet nga molekula të tjera, dhe herë pas here merr energji të mjaftueshme për të shpërthyer dhe për t'u copëtuar përsëri dhe.

Vini re se në reaksionet kimike situata është se nëse atomet që afrohen kanë shumë pak energji, atëherë, megjithëse kjo energji është e mjaftueshme për reaksionin, fakti i përplasjes së atomeve nuk do të thotë domosdoshmërisht fillimi i reaksionit. Zakonisht përplasja kërkohet të jetë më "e fortë", një përplasje "e butë" midis dhe mund të mos jetë e mjaftueshme për të filluar një reagim, edhe nëse procesi lëshon energji të mjaftueshme për reaksionin. Le të pretendojmë se tipar i përbashkët reaksionet kimike janë një kërkesë sipas së cilës një përplasje e thjeshtë nuk mjafton për t'u kombinuar dhe formuar, por është e nevojshme që ato të përplasen me një sasi të caktuar energjie. Kjo energji quhet energji aktivizimi, domethënë energjia e nevojshme për të "aktivizuar" një reaksion. Le të jetë energjia e tepërt që është e nevojshme që përplasjet të shkaktojnë një reagim. Pastaj shpejtësia me të cilën dhe gjenerohet duhet të përmbajë produktin e numrit të atomeve dhe , shumëzuar me shpejtësinë me të cilën një atom individual godet një zonë të caktuar të madhësisë dhe me vlerën (probabilitetin që atomet të kenë energji të mjaftueshme) :

. (42.10)

Tani duhet të gjejmë shpejtësinë e procesit të kundërt. Ka disa mundësi që ata të ndahen përsëri. Për t'u ndarë, ata nuk kanë energji të mjaftueshme për të siguruar ekzistencën e tyre të veçantë. Por meqenëse nuk është e lehtë për molekulat të lidhen, duhet të ketë një lloj pengese përmes së cilës ato duhet të kalojnë në mënyrë që të fluturojnë larg. Ata duhet të grumbullojnë jo vetëm energjinë e nevojshme për ekzistencën e tyre, por edhe të marrin diçka në rezervë. Rezulton diçka si të ngjitesh në një kodër përpara se të zbresësh në një luginë; së pari duhet të ngjitesh në një lartësi, pastaj të zbresësh dhe vetëm pas kësaj të shpërndahesh (Fig. 42.1). Kështu, shkalla e kalimit në dhe është proporcionale me produktin - numri fillestar i molekulave për :

. (42.11)

Konstanta është shuma e vëllimit të atomeve dhe frekuenca e përplasjeve; mund të merret, si në rastin e avullimit, duke shumëzuar sipërfaqen dhe trashësinë e shtresës, por këtë nuk do ta bëjmë tani. Ajo që na intereson tani është fakti se kur këto shpejtësi janë të barabarta, raporti i tyre është i barabartë me një. Kjo sugjeron që, si më parë, , ku përmban seksione kryq, shpejtësi dhe faktorë të tjerë që nuk varen nga numrat.

Fik. 42.1. Raporti i energjisë në një reaksion.

Interesante, shkalla e reagimit ende ndryshon si , megjithëse kjo konstante nuk ka më asnjë lidhje me atë që hasëm në problemin e përqendrimeve; energjia e aktivizimit është shumë e ndryshme nga energjia. Energjia rregullon përmasat dhe në të cilat vendoset ekuilibri, por nëse duam të dimë nëse ajo kthehet shpejt në , atëherë kjo nuk ka të bëjë me ekuilibrin dhe shfaqet një energji tjetër, energjia e aktivizimit, e cila, duke përdorur eksponencialin, kontrollon shpejtësinë. të reagimit.

Për më tepër, nuk është një konstante themelore si . Supozoni se reaksioni ndodh në sipërfaqen e murit, ose në ndonjë sipërfaqe tjetër, atëherë ato mund të përhapen mbi të në atë mënyrë që kombinimi në do të jetë një çështje më e lehtë për ta. Me fjalë të tjera, ju mund të gërmoni një "tunel" përmes një mali ose të grisni majën e një mali. Për shkak të ruajtjes së energjisë, pavarësisht se në cilën rrugë do të marrim, rezultati do të jetë i njëjtë: nga dhe marrim, kështu që diferenca e energjisë nuk varet nga rruga përgjatë së cilës ka një reagim, megjithatë, energjia e aktivizimit është shumë e varur nga kjo rrugë. Kjo është arsyeja pse ritmet e reaksioneve kimike janë kaq të ndjeshme ndaj kushteve të jashtme. Ju mund të ndryshoni shpejtësinë e reagimit duke ndryshuar sipërfaqen me të cilën reagentët vijnë në kontakt, mund të bëni një "grumbullim fuçish" dhe ta përdorni për të zgjedhur çdo shpejtësi nëse ato varen nga vetitë e sipërfaqes. Ju mund të futni një objekt të tretë në mjedisin në të cilin ndodh reagimi; gjithashtu mund të ndryshojë shumë shpejtësinë e një reaksioni, substanca të tilla me një ndryshim të lehtë ndonjëherë ndikojnë shumë në shpejtësinë e një reaksioni; quhen katalizatorë. Mund të mos ketë fare reagim, sepse është shumë i lartë për një temperaturë të caktuar, por nëse shtoni këtë substancë të veçantë - një katalizator, atëherë reagimi vazhdon shumë shpejt sepse zvogëlohet shkalla e reaksionit të kundërt dhe bie nga formula e përqendrimeve të ekuilibrit. Korrektësia e ligjit të ekuilibrit (42.9), të cilin e kemi shkruar në radhë të parë, është absolutisht e garantuar pavarësisht nga çdo mekanizëm i mundshëm reagimi!

Kinetika kimike është studimi i shpejtësisë së reaksioneve kimike dhe varësia e saj nga faktorë të ndryshëm (përqendrimi i reagentëve, t, P, katalizatori etj.).

Reaksionet kimike ndodhin me me shpejtësi të ndryshme. Disa reagime përfundojnë brenda një fraksioni të sekondës (zbërthimi eksplozivëve), të tjera zgjasin për minuta, orë, ditë, të tjera zgjasin për dhjetëra, qindra, mijëra vjet (procese që ndodhin në koren e tokës).

Shpejtësia e një reaksioni të caktuar gjithashtu mund të ndryshojë shumë në varësi të kushteve të shfaqjes së tij (një përzierje e hidrogjenit dhe oksigjenit në temperaturë të zakonshme mund të mbetet e pandryshuar për një kohë të pakufizuar; kur një katalizator i përshtatshëm futet në të, ai reagon shumë dhunshëm; në 630 ° C reagon pa katalizator).

Një fazë është një pjesë e një sistemi që ndryshon në vetitë e tij fizike dhe kimike nga pjesët e tjera të sistemit dhe ndahet prej tyre nga një ndërfaqe, pas kalimit përmes së cilës vetitë e sistemit ndryshojnë ndjeshëm.

Sistemet që përbëhen nga një fazë quhen homogjene, sistemet që përbëhen nga disa faza quhen heterogjene. Prandaj, reaksionet në të cilat substancat ndërvepruese janë në të njëjtën fazë quhen homogjene, dhe reaksionet në të cilat substancat bashkohen në faza të ndryshme quhen heterogjene.

Shpejtësia e një reaksioni kimik homogjen zakonisht shprehet me ndryshimin e përqendrimit të reaktantëve ose produkteve të reaksionit që rezultojnë për njësi të kohës. Përqendrimet materialet fillestare zvogëlohet gjatë reaksionit dhe përqendrimet e produkteve të reaksionit rriten me kalimin e kohës. Shpejtësia e një reaksioni kimik homogjen zvogëlohet ndërsa materialet fillestare konsumohen.

Shpejtësia mesatare e reagimit vav në intervalin kohor nga t1 në t2 përcaktohet nga relacioni:

; .

Oriz. 5.1. Ndryshimet në përqendrimin e substancave fillestare me kalimin e kohës.

Shpejtësia e menjëhershme është shpejtësia e reagimit në ky moment koha t. Përcaktohet nga derivati ​​i përqendrimit në lidhje me kohën:

Oriz. 5.2. Ndryshimet në përqendrimin e reaktantëve me kalimin e kohës.

Shpejtësia e reagimit konsiderohet gjithmonë pozitive. Nëse në llogaritjet marrim ndryshimin e përqendrimit të substancave fillestare, atëherë në shprehja e specifikuar vendoset një shenjë "-"; nëse kjo ka të bëjë me produktet e reagimit, atëherë duhet të merret shenja "+".

Faktorët që ndikojnë në shpejtësinë e një reaksioni kimik:

natyra e substancave reaguese;

përqendrimi i reagentëve;

temperatura;

katalizatorë;

dispersion (për trupat e ngurtë);

aciditeti i mediumit (për reaksionet në tretësirë);

forma e reaktorit (për reaksionet zinxhir);

intensiteti i ndriçimit me rreze të dukshme ose UV (për reaksione fotokimike);

intensiteti i rrezatimit me rreze (për reaksione rrezatimi-kimike) etj.

Natyra e reaktantëve

2NO + O2 = 2NO2 - shkon në kushte standarde.

2CO + O2 = 2CO2 – nuk reagon në kushte standarde, megjithëse ekuacionet e këtyre reaksioneve janë të ngjashme sipërfaqësisht, por natyra e substancave është e ndryshme.

Përqendrimi i reagentit

Një parakusht i domosdoshëm për bashkëveprimin e substancave është përplasja e molekulave. Numri i përplasjeve, dhe rrjedhimisht shpejtësia e një reaksioni kimik, varet nga përqendrimi i reaktantëve: më shumë molekula, aq më shumë përplasje ka.

Ligji i veprimit masiv

Për reaksionin aA + bB ® cC, shpejtësia e reaksionit të drejtpërdrejtë është

,

ku [A], [B] janë përqendrimet molare të reaktantëve A dhe B; k është konstanta e shpejtësisë së reaksionit kimik (e dhënë).

Kuptimi fizik i konstantës së shpejtësisë: është e barabartë me shpejtësinë e reaksionit kur [A] = 1 mol/l dhe [B] = 1 mol/l.

Reaksioni homogjen: 2NO(g) + O2(g) = 2NO2(g)

v=k×2·.

Reaksioni heterogjen: C(i ngurtë) + O2(g) = CO2(g)

Besohet se sipërfaqja e qymyrit në të cilën ndodh reaksioni mbetet konstante për një kohë të gjatë dhe merret parasysh nga koeficienti k.

Efekti i temperaturës në shpejtësinë e reaksioneve homogjene

Një rritje e temperaturës rrit shpejtësinë e lëvizjes së molekulave dhe, në përputhje me rrethanat, shkakton një rritje të numrit të përplasjeve midis tyre. Kjo e fundit sjell gjithashtu një rritje të shpejtësisë së reaksionit kimik.

Në mënyrë sasiore, efekti i temperaturës në shpejtësinë e reaksioneve kimike homogjene mund të shprehet në formë të përafërt nga rregulli van't Hoff:

Një rritje e temperaturës me 10° rrit shpejtësinë e reaksioneve kimike homogjene përafërsisht 2-4 herë.

Oriz. 5.3. Ndryshimi i shpejtësisë së reagimit në varësi të rritjes

temperatura e reagimit.

Matematikisht do të dukej kështu:

,

ku është koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit, i barabartë me afërsisht 2÷4.

Nëse çdo përplasje rezulton në një akt ndërveprimi, të gjitha reagimet do të duhej të ndodhin me shpejtësinë e një shpërthimi. Në fakt, vetëm një numër i vogël përplasjesh çojnë në akte ndërveprimi. Një reaksion shkaktohet nga përplasjet vetëm të molekulave aktive, rezerva e energjisë e të cilave është e mjaftueshme për të kryer një akt elementar reaksioni. Numri i përplasjeve aktive në një temperaturë të caktuar është proporcional me përmbajtjen totale të molekulave që reagojnë. Me rritjen e temperaturës, numri i përplasjeve aktive rritet shumë më tepër se numri i përgjithshëm përplasjet.

Në mënyrë që molekulat të reagojnë gjatë një përplasjeje, lidhjet kimike duhet të jenë "të lirshme". Për ta bërë këtë, molekula duhet të ketë një rezervë të rritur energjie. Molekulat që e kanë këtë furnizimin e nevojshëm energjitë quhen të aktivizuara. Kur substancat nxehen, aktivizimi i molekulave ndodh për shkak të përshpejtimit të tyre lëvizje përpara, dhe gjithashtu për shkak të rritjes së lëvizjes vibruese të atomeve dhe grupeve atomike në vetë molekulat. E gjithë kjo çon në dobësimin e lidhjeve brenda molekulave. Kështu, në mënyrë që molekulat të reagojnë, ato duhet të kapërcejnë disa pengesa energjetike.

Në përputhje me sa më sipër, ndryshimi i energjisë së sistemit A + B gjatë shndërrimit të tij në S mund të paraqitet grafikisht si më poshtë (Fig. 5.4.)

Molekula S formohet nga A dhe B si rezultat i rishpërndarjes së atomeve dhe lidhjeve kimike. Për të formuar molekulën S, molekulat A dhe B të aktivizuara, pas përplasjes, së pari formojnë një kompleks të aktivizuar AB, brenda të cilit ndodh një rishpërndarje e atomeve. Energjia e nevojshme për të ngacmuar një molekulë në energjinë e aktivizimit të kompleksit quhet energjia e aktivizimit Ea.

Oriz. 5.4. Diagrami i ndryshimit të entalpisë për endotermike (a)

dhe proceset ekzotermike (b).

Figura a) tregon se produktet e reaksionit kanë një rezervë më të madhe energjie sesa substancat fillestare, domethënë reaksioni A + B ® S është endotermik. Dallimi midis energjisë së produkteve të reaksionit dhe materialeve fillestare është efekti termik i reaksionit.

Grafiku përkatës për reaksionin ekzotermik C + D → P është paraqitur në figurën b).

Marrëdhënia midis konstantës së shpejtësisë së reaksionit k dhe energjisë së aktivizimit Ea përcaktohet nga ekuacioni Arrhenius:

,

ku A është një koeficient paraeksponencial i lidhur me probabilitetin dhe numrin e përplasjeve.

Logaritmi i ekuacionit Arrhenius:

ose

jep ekuacionin e një drejtëze. Njohja e konstantave të shpejtësisë në disa temperatura na lejon të përcaktojmë energjinë e aktivizimit të një reaksioni të caktuar:

Tangjenti i këndit të pjerrësisë së kësaj vije të drejtë me boshtin e abshisës është i barabartë me:

.

Energjia e aktivizimit është faktori me të cilin natyra e reaktantëve ndikon në shpejtësinë e një reaksioni kimik.

- Reagime "të shpejta" ( reaksionet jonike në zgjidhje);

- reaksione me shpejtësi të matshme

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

- reagime “të ngadalta”.

(sinteza e NH3 në temperatura normale).

Rruga e reagimit mund të ndryshohet duke futur katalizatorë në sistem.

Katalizatorët janë substanca që ndikojnë në shpejtësinë e një reaksioni kimik, por përbërja e tyre kimike mbetet e njëjtë pas hapave të ndërmjetëm. Efekti i katalizatorëve në shpejtësinë e reaksioneve kimike quhet katalizë.

Katalizatorët mund të ulin energjinë e aktivizimit duke drejtuar një reagim përgjatë një rruge të re. Një rënie në energjinë e aktivizimit çon në një rritje të përqindjes së grimcave reaktive dhe, rrjedhimisht, në një përshpejtim të procesit të ndërveprimit. Katalizatorët që përshpejtojnë një reagim quhen pozitiv. Janë të njohur edhe katalizatorët (frenuesit) negativë. Ata ngadalësojnë reaksionin duke lidhur molekulat e ndërmjetme aktive ose radikalet, dhe në këtë mënyrë parandalojnë vazhdimin e reaksionit.

Katalizatorët ndahen në homogjenë dhe heterogjenë. Homogjenët janë në të njëjtën gjendje grumbullimi me të paktën njërin prej reagentëve.

Kataliza homogjene ndodh më shpesh përmes formimit të ndërmjetësve të paqëndrueshëm. Për shembull, reaksioni A + B → C kërkon energji e larte aktivizimi Ea. Në prani të një katalizatori ndodhin reaksionet A + K → AK dhe AK + B → C + K, ku K është katalizator.

Oriz. 5.6. Diagrami energjetik i reaksionit A + B = C

pa katalizator dhe me katalizator.

Nëse më e madhja nga energjitë e aktivizimit Ea" dhe Ea"" për këto reaksione vijuese është më e vogël se energjia e aktivizimit për reaksionin pa katalizator, Ea, atëherë katalizatori është pozitiv.

Shembull i një katalizatori homogjen:

SO2 + O2 = SO3 - pothuajse pa përdorim;

2NO + O2 = NO2 - gjendja e ndërmjetme;

SO2 + NO2 = SO3 + NO - reaksion që ndodh në mënyrë aktive ( metoda e azotit anhidridi sulfurik, dhe prej tij - acidi sulfurik).

Reaksionet zinxhir.

Reagimet që përfshijnë radikalet e lira, quhen zinxhirë. Një radikal është një grimcë e pangopur me valencë jetëshkurtër.

Ekzistojnë dy lloje të reaksioneve zinxhir:

me zinxhirë të padegëzuar;

me zinxhirë të degëzuar.

Lloji i parë është sinteza fotokimike e HCl. Zinxhiri lind si rezultat i formimit të atomeve - radikalëve. ECl-Cl =58,0 kcal/mol; EH-H = 104,2 kcal/mol.

Cl2 + hn = 2Cl× bërthama zinxhirore

zhvillimin e zinxhirit

………………………….

qark i hapur

Për shkak të burim i jashtëm energji (dritë, shkarkimi elektrik, ngrohja, ekspozimi ndaj rrezatimit ά-, β- ose γ-) formohen radikale të lira ose atome me valencë të lirë. Ata ndërveprojnë me molekulat. Një grimcë e re aktive formohet përsëri në secilën hallkë të zinxhirit. Duke përsëritur të njëjtat procese elementare, ndodh një reaksion zinxhir. Kohëzgjatja e saj mund të jetë shumë e gjatë. Në reaksionin e mësipërm, formohen deri në 100 mijë molekula HCl për çdo kuant të përthithur. Përplasja e dy radikalëve identikë, me kusht që energjia e çliruar të transferohet në një trup të tretë, çon në ndërprerjen e zinxhirit. Shkaku i ndërprerjes mund të jetë jo vetëm rikombinimi i radikaleve të lira, por edhe kapja e tyre nga muri i enës së reaksionit, ndërveprimi i radikalit me papastërtitë, si dhe formimi i një radikali të ulët aktiv (përfundimi i vëllimit). Prandaj, shpejtësia e reaksionit zinxhir është shumë e ndjeshme ndaj pranisë së grimcave të huaja dhe formës së enës.

Në të degëzuar reaksionet zinxhir një reagim i vetëm i një radikal të lirë prodhon më shumë se një radikal të ri të lirë.

Radikalët e formuar në reaksionin I sigurojnë zhvillimin e një zinxhiri të padegëzuar dhe atomi i oksigjenit, i cili ka dy valenca të lira (reaksioni II), formon dy radikale që fillojnë të degëzohen. Ngrihet sasi e madhe radikalet e lira. "Riprodhimi" i radikalëve çon në një rrjedhë të procesit të ngjashëm me ortek, i cili mund të shkaktojë një shpërthim:

Megjithatë, edhe në këto procese ndodhin ndërprerje të qarkut. Për më tepër, një rritje e shpejtë e shpejtësisë së procesit vërehet vetëm në rastin kur shkalla e degëzimit tejkalon shkallën e përfundimit.

Për reaksione të tilla, ndryshimi i përqendrimit qendrat aktive në kohë mund të shprehet me relacionin e mëposhtëm:

,

ku C është numri i qendrave aktive në zonën e reagimit;

Shkalla e bërthamimit të qendrave aktive;

f – konstante e shkallës së degëzimit të zinxhirit;

g – konstante e shpejtësisë së ndërprerjes së qarkut.

Reaksionet kimike ndahen në të kthyeshme dhe të pakthyeshme

Reaksionet kimikisht të pakthyeshme në këto kushte vazhdojnë pothuajse deri në përfundim, derisa konsumimi i plotë i njërës prej substancave reaguese (NH4NO3 → 2H2O + N2O - asnjë përpjekje për të marrë nitrat nga H2O dhe N2O nuk çon në një rezultat pozitiv).

Reaksionet kimikisht të kthyeshme ndodhin njëkohësisht në kushte të caktuara në drejtimet e përparme dhe të kundërta. Jo reaksione të kthyeshme më pak se e kthyeshme. Një shembull i një reaksioni të kthyeshëm është ndërveprimi i hidrogjenit me jodin:

; .

Pas ca kohësh, shkalla e formimit të HI do të bëhet shpejtësi të barabartë zbërthimi i tij:

; .

Me fjalë të tjera, ekuilibri kimik do të ndodhë:

Oriz. 5.7. Ndryshimi i shpejtësisë së reaksioneve përpara (1) dhe të kundërt (2).

me kalimin e kohës.

Ekuilibri kimik është gjendja e një sistemi në të cilin shpejtësia e formimit të produkteve të reaksionit është e barabartë me shpejtësinë e shndërrimit të tyre në reagentët origjinalë.

Ekuilibri kimik është dinamik, pra vendosja e tij nuk nënkupton ndërprerjen e reaksionit.

Shenjat e një të vërtetë ekuilibri kimik:

gjendja e sistemit mbetet e pandryshuar me kalimin e kohës në mungesë të ndikimet e jashtme;

gjendja e sistemit ndryshon nën ndikimin e ndikimeve të jashtme, sado të vogla të jenë ato;

gjendja e sistemit nuk varet nga cila anë i afrohet ekuilibrit.

Bazuar në barazinë e shpejtësisë së reaksioneve të përparme dhe të kundërta në ekuilibër, mund të shkruajmë:

.

Kështu, shohim se në një ekuilibër të qëndrueshëm, produkti i përqendrimeve të produkteve të reaksionit pjesëtuar me produktin e përqendrimeve të substancave fillestare, në fuqi të barabartë me koeficientët stoikiometrikë përkatës, për një reaksion të caktuar në një temperaturë të caktuar është vlerë konstante, i quajtur konstanta e ekuilibrit.

Në terma të përgjithshëm për reagimin

shprehja për konstantën e ekuilibrit duhet të shkruhet:

.

Përqendrimet e reaktantëve në gjendje të qëndrueshme quhen përqendrime ekuilibri.

Në rastin e reaksioneve heterogjene të kthyeshme, shprehja Kc përfshin vetëm përqendrimet ekuilibër të substancave të gazta dhe të tretura. Pra, për reaksionin CaCO3 ↔ CaO + CO2

Në kushte konstante të jashtme, pozicioni i ekuilibrit mbahet për një kohë të pacaktuar. Kur ndryshoni kushtet e jashtme pozicioni i ekuilibrit mund të ndryshojë. Ndryshimet në temperaturën dhe përqendrimin e reagentëve (presioni për substancat e gazta) çojnë në një shkelje të barazisë së shpejtësisë së reaksioneve të përparme dhe të kundërta dhe, në përputhje me rrethanat, në një shkelje të ekuilibrit. Pas ca kohësh, barazia e shpejtësive do të rikthehet. Por përqendrimet e ekuilibrit të reagentëve në kushte të reja do të jenë të ndryshme. Kalimi i sistemit nga një gjendje ekuilibri në një tjetër quhet zhvendosje ose zhvendosje e ekuilibrit. Ekuilibri kimik mund të krahasohet me pozicionin e një trau ekuilibër. Ashtu siç ndryshon nga presioni i një ngarkese në njërën prej gotave, ekuilibri kimik mund të zhvendoset drejt një reaksioni përpara ose të kundërt në varësi të kushteve të procesit. Çdo herë vendoset një ekuilibër i ri, që korrespondon me kushte të reja.

Vlera numerike e konstantës zakonisht ndryshon me temperaturën. Në temperaturë konstante, vlerat e Kc nuk varen nga presioni, vëllimi ose përqendrimi i substancave.

Duke ditur vlerën numerike të Kc, është e mundur të llogariten vlerat e përqendrimeve ose presioneve të ekuilibrit të secilit prej pjesëmarrësve të reaksionit.

Për shembull, supozoni se ju duhet të llogaritni përqendrimin e ekuilibrit të HI që rezulton nga reaksioni H2 + I2 ↔ 2HI. Le të shënojmë përqendrimet fillestare H2 dhe I2 përmes C, dhe ndryshimi i tyre në momentin e ekuilibrit përmes x (mol/l). Atëherë përqendrimet e ekuilibrit të reaktantëve janë:

= (C – x); = (C – x) = ; = 2x.

Ne kemi . Bazuar në këtë shprehje, është e mundur të llogaritet x dhe, për rrjedhojë, përqendrimet e ekuilibrit të reagentëve.

Për reaksionet që përfshijnë gazra, është më i përshtatshëm të përdoren presione të pjesshme të substancave. Konstanta e ekuilibrit në këtë rast shënohet me Kp.

Ka një lidhje mes Kc dhe Kr. Duke përdorur shembullin e reaksionit të sintezës së amoniakut, do ta gjejmë atë.

N3+ 3H2 ↔ 2NH3;

.

Përqendrimet e substancave në mjedis gazi mund të shprehet si raport i numrit të moleve n të një substance me vëllimin e sistemit V:

Vlera e n mund të gjendet nga ekuacioni Mendeleev-Clapeyron:

РV = nRT => n =.

marrim .

Vlerën e Ks e shprehim përmes vlerës së fituar:

.

Ose mund ta shkruani në një mënyrë tjetër:

Pas transformimeve të vogla marrim:

,

ku është ndryshimi i koeficientëve në ekuacionin e reaksionit

Për reaksionet që ndodhin pa ndryshim në vëllim marrim:

.

Ekziston një lidhje midis ndryshimit të potencialit izobarik-izotermik të një reaksioni kimik dhe konstantës së ekuilibrit, e shprehur përmes presionit të pjesshëm të përbërësve A, B, C, D, E në ekuilibër.

Për një temperaturë prej 298, duket kështu:

.

Nëse ushtrohet ndonjë ndikim në një sistem që është në ekuilibër, atëherë ato procese në sistem që tentojnë ta reduktojnë këtë ndikim në minimum forcohen.

Ndikimi i përqendrimeve të substancave reaguese në gjendjen

ekuilibri

Në metodën e kontaktit të prodhimit të Н2SO4, oksidimi i SO2 në SO3 në prani të një katalizatori (Pt ose V2O5) vazhdon sipas ekuacionit:

.

Nëse O2 i shtohet këtij sistemi ekuilibri nga jashtë, atëherë procesi në sistem intensifikohet, duke u përpjekur të ulë përqendrimin e O2. Ky proces është reagimi i drejtpërdrejtë i SO2 me O2 për të formuar SO3. Kështu, ekuilibri në sistem do të zhvendoset drejt formimit të SO3. I njëjti përfundim mund të arrihet duke analizuar shprehjen për konstantën e ekuilibrit:

.

Ndërsa përqendrimi i O2 (emëruesi në këtë shprehje) rritet, përqendrimi i SO3 (numëruesi) duhet të rritet. Kjo rrjedh nga fakti se Kc=konst. Kështu, një rritje në përqendrimin e O2 do ta zhvendosë ekuilibrin në më shumë përdorim të plotë SO2 dhe rendiment më të madh SO3.

Ndikimi i presionit në gjendjen e ekuilibrit

Presioni është thelbësor në reaksionet ndërmjet gazeve.

Si rezultat i rritjes së presionit, rritet përqendrimi i reaktantëve dhe, në përputhje me rrethanat, shkalla e reagimit.

Le të shqyrtojmë rastet e mundshme.

A). Në një reaksion, shuma e moleve të lëndëve fillestare është e barabartë me shumën e moleve të produkteve të reaksionit. Vëllimet totale përkatëse të gazeve gjithashtu do të jenë të barabarta.

.

Nëse rritni presionin në një enë reaksioni të mbyllur, për shembull, me 2 herë, atëherë vëllimi gjithashtu do të ndryshojë përgjysmë. Prandaj, përqendrimi i gazrave do të dyfishohet. Shpejtësia e reaksioneve të përparme dhe të kundërta rritet, por në një masë të barabartë. Prandaj, nuk ndodh asnjë ndryshim në ekuilibrin kimik.

.

Kështu, nëse vëllimet e produkteve fillestare dhe përfundimtare të gazta të një sistemi ekuilibri janë të barabartë, atëherë një ndryshim në presion nuk e prish ekuilibrin.

B). Shuma e moleve të substancave fillestare është më e madhe se shuma e moleve të produkteve që rezultojnë:

N2 + 3H2 Û 2NH3.

Nga katër mol të substancave fillestare, formohen dy mol produkte - reagimi vazhdon me një ulje të vëllimit. [Me rritjen e presionit, përqendrimi i substancave fillestare do të rritet në një masë më të madhe, sesa përqendrimi i produkteve, i cili çon në një zhvendosje të ekuilibrit drejt formimit të amoniakut.]

.

NË). Shuma e moleve të substancave fillestare është më e vogël se shuma e moleve të produkteve:

N2O4<=>2NO2;

.

Reagimi i drejtpërdrejtë çon në një rritje të numrit të moleve të substancës në sistem, domethënë në një rritje të presionit.

Kur ndodh reagimi i kundërt, përkundrazi, presioni në sistem bie. Nëse, kur vendoset ekuilibri, presioni rritet, sistemi do të reagojë, duke u prirur në gjendjen fillestare. Ekuilibri do të zhvendoset drejt reaksionit të kundërt, i shoqëruar me ulje të presionit, pra drejt formimit të N2O4. Nëse presioni zvogëlohet, atëherë ekuilibri do të zhvendoset drejt reaksionit të drejtpërdrejtë, i shoqëruar me rritje të presionit, pra drejt formimit të NO2.

kur presioni ndryshon, ekuilibri zhvendoset vetëm në ato reaksione të kthyeshme që shoqërohen me një ndryshim në vëllimin e substancave të gazta;

një rritje e presionit e zhvendos ekuilibrin në anën vëllime më të vogla, ulje – drejt vëllimeve më të larta.

Ndikimi i temperaturës në gjendjen e ekuilibrit

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

Procesi i formimit të ujit është ekzotermik, dekompozimi është endotermik.

Në përputhje me parimin e Le Chatelier, kur nxehtësia furnizohet në këtë sistem ekuilibri, ekuilibri duhet të zhvendoset drejt reaksionit endotermik, domethënë duhet të çojë në dekompozimin e ujit. Si rezultat, do të ketë një ulje të përqendrimit ekuilibër të avullit të ujit dhe një rritje në përqendrimet ekuilibër të hidrogjenit dhe oksigjenit.

Ftohja e këtij sistemi do të intensifikojë procesin ekzotermik.

Konsideroni sistemin:

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

Një ulje e temperaturës e zhvendos ekuilibrin në të djathtë, domethënë rrit rendimentin e NH3. Megjithatë, në industri ky proces kryhet në mjaft temperaturat e larta. Kjo për faktin se kur temperaturat e ulëta shkalla e ekuilibrit është e ulët, megjithëse rendimenti i produktit të synuar është më i lartë.

Kështu, kur një sistem ekuilibri nxehet, ekuilibri zhvendoset drejt një reaksioni endotermik, dhe kur ftohet, drejt një reaksioni ekzotermik.

Ndikimi i katalizatorëve në gjendjen e ekuilibrit

Futja e katalizatorëve në një sistem ekuilibri nuk shkakton një zhvendosje në ekuilibër, pasi katalizatori, ndërsa përshpejton reaksionin përpara, gjithashtu përshpejton reagimin e kundërt në të njëjtën masë. Por futja e katalizatorëve bën të mundur arritjen e ekuilibrit në një kohë më të shkurtër.

Bibliografi

Glinka N.L. Kimi e përgjithshme. – M.: Kimi, 1978. – F. 166-191.

Shimanovich I.E., Pavlovich M.L., Tikavyi V.F., Malashko P.M. Kimia e përgjithshme në formula, përkufizime, diagrame. – Mn.: Universitetskaya, 1996. – F. 102-115.

Karapetyants M.Kh. Hyrje në teorinë e proceseve kimike. - M.: shkollë e diplomuar, 1981. – F. 75-90.

Vorobyov V.K., Eliseev S.Yu., Vrublevsky A.V. Praktike dhe punë e pavarur në kimi. – Mn.: UE “Donarit”, 2005. – F. 39-46.

Lexoni gjithashtu

Mbi zgjidhjen e sistemeve të degjeneruara dhe të pakushtëzuara të ekuacioneve algjebrike lineare Zgjidhja e ekuacioneve jolineare dhe sistemet e ekuacioneve jolineare

Si mund t'ia shpjegoni fëmijës tuaj lehtësisht mbledhjen dhe zbritjen e numrave dyshifrorë?

Cilat janë vetitë dhe emri i substancës NH3?

Prezantimi mbi problemet mjedisore të Projektit të Krimesë për ekologjinë e ujit në Krime

Analiza e The Catcher in the Rye nga Salinger

"Mahabharata" redaktuar nga B

Mësimi i shkrim-leximit "Leximi i fjalëve me shkronjën y"

Ushtria Kineze: madhësia, përbërja, armët Noak i Kinës