“Kimyasal reaksiyonların kinematiği”, Uzaktan öğrenme için “Çözümler”. Kimyasal reaksiyonların kinematiği

Program konuları, sorular

çalışmak

Bir öğrencinin bilmesi ve yapabilmesi gerekenler

Ders kitapları

Temel bilgiler kimyasal termodinamik

1) Kavramlar: sistemler; faz; homojen ve heterojen sistemler; süreçler ve sınıflandırılması; sistem durumu parametreleri ve işlevleri.

2) Termal etkiler süreçler. İç enerji ve entalpi, tanımları ve ölçü birimleri. Hess yasası ve sonuçları. Maddelerin oluşum entalpisi, faz geçişleri ve kimya. reaksiyonlar.

3) Entropi. Kimyanın kavram ve ölçü birimleri yönelimi. İzole sistemlerde reaksiyonlar.

4) Gibbs enerjisi. Kimyanın yönü. Yalıtılmamış sistemlerdeki süreçler.

Termodinamik kavramların tanımları.

Değeri etkileyen faktörler iç enerji(), entalpi (
), entropi (S), Gibbs enerjisi (G)

Sayabilmek ısı dengeleri reaksiyonlar, entropi değişimi

Hesaplamalar yapın ve olasılık (imkansızlık) hakkında bir sonuç çıkarın

1) Korovin N.V. Genel kimya. 2005 (115 – 142 arası)

2) Glinka N.L. Genel Kimya 2006 (170 – 185 arası)

3) Glinka N.L – genel kimyada problemler ve alıştırmalar 2006 “No. 283, 293, 295, 299 – tablo 5. s. 223 – 225; 303, 304, 310, 311.”

Kinematik kimyası. reaksiyonlar

1) Reaksiyon hızı kavramı.

2) Kimyanın oranına etkisi (Nasıl? Neden?). maddelerin doğasına göre reaksiyonlar, konsantrasyon, t°, basınç, reaksiyona giren maddelerin yüzeyi, katalizör.

Kimyasal reaksiyonların hızının konsantrasyon, basınç, t° ve katalizördeki değişikliklerle nasıl ve neden değiştiğini açıklayın.

Matematiksel ifade yazabilme

3) Sistemin dengesi. Kimyasal denge. Denge sabiti. Le Chatelier ilkesi.

Herhangi bir kimyasal için kütle etkisi yasası (LAM). sistemler.

Kimyasal kaymanın hangi reaksiyon yönünde gerçekleşeceğini belirleyebilme. Sistemin konsantrasyonunu, basıncını, t°'sini ve maddelerini değiştirirken denge.

1) 166- 201, 148 – 152

2) 186 – 200

3) "No. 325, 326, 330, 332, 336, 358, 363, 365, 383."

Çözümler

1) Çözeltilerin konsantrasyonunu ifade etme yöntemleri.

2) Çözünme sırasındaki enerji olayları.

3) Basınç değişiklikleri doymuş buharçözelti, kristalleşme ve kaynama sıcaklıkları. Raoult'un yasaları. Ozmotik basınççözümler. Van't-Hoff yasası.

4) Elektrolitik ayrışma. Güçlü ve zayıf elektrolitler.

5) Raoult ve van't-Hoff yasalarının elektrolit çözeltilerine uygulanmasının özellikleri. İzotonik katsayı.

6) Tuzların hidrolizi

7) Suyun elektrolitik ayrışması. Suyun iyonik ürünü. Hidrojen göstergesi.

ifade eden formülleri bilir kütle kesirleriÇözünmüş madde, molar, molal ve eşdeğer (normal) derişimlerdeki çözeltilere karşılık gelen hesaplamaları yapabilecektir.

Hidroliz reaksiyonları için denklemler yazabilme çeşitli türler tuzları ve çözeltilerinin ortamını belirtin.

1) 204 – 243

2) 216 – 259

3) "No. 392, 414, 415, 428, 437."

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

3) 603, 607.

Dağınık sistemler

1) Dağınık sistem kavramı, dağılmış fazın parçacık boyutuna göre sınıflandırılması, toplama durumu dağılmış faz ve dağılmış ortam, dağılmış sistemin parçalarının etkileşimi, yapısal olarak mekanik özellikler. Dispers sistemlerin hazırlanması.

2) Liyofobik sollerin özellikleri: moleküler - kinetik, optik, elektrokinetik. Dağınık sistemlerin kararlılığı. Sedimantasyon ve pıhtılaşma.

3) Liyofilik koloidal çözeltiler. Yüzey aktif maddeler.

4) Süspansiyonların, emülsiyonların, köpüklerin, aerosollerin, tozların özellikleri

Dispers sistemleri dispersiyon derecesine göre sınıflandırabilme.

Misel koloidal çözeltisinin formülünü yazabilme.

Bir elektrolit karışımındaki pıhtılaşma iyonunu belirleyin.

Süspansiyonların, emülsiyonların, aerosollerin, köpüklerin tanımını, yapısını ve uygulama alanlarını bilir.

Dispers sistemlerin özelliklerini açıklar.

Kimyasal reaksiyonlarda “iyonlaşmaya” benzer bir durum meydana gelir. Mesela iki madde birleşerek ana maddeyi oluşturur; sonra biraz düşündükten sonra atom diyebiliriz ( - elektron dediğimiz ve - iyon dediğimiz). Böyle bir yer değiştirmeden sonra, daha önce olduğu gibi denge denklemini yazabiliriz.

. (42.9)

Bu formül elbette yanlıştır, çünkü "sabit", birleşmesine izin verilen hacme vb. bağlıdır, ancak termodinamik argümanlara dönerek, değere üstel bir faktör cinsinden anlam verilebilir, ve sonra bunun bir reaksiyon için gereken enerjiyle yakından ilişkili olduğu ortaya çıktı.

Çarpışmalar sonucu ortaya çıkan bu formülü, yaklaşık olarak buharlaşma formülünü anladığımız gibi, birim zamanda uzaya kaçan elektronları ve geri dönen elektronları sayarak anlamaya çalışalım. Çarpışmalarda bazen bir bağlantı oluştuğunu varsayalım. Ayrıca bunun genel bir dansa katılan, diğer moleküller tarafından vurulan, zaman zaman patlayıp tekrar parçalanmaya yetecek kadar enerji alan kompleks bir molekül olduğunu da varsayalım.

Kimyasal reaksiyonlarda, eğer yaklaşan atomların enerjisi çok azsa, bu enerji reaksiyon için yeterli olsa da, atomların çarpışması gerçeğinin mutlaka reaksiyonun başlaması anlamına gelmediğini unutmayın. Genellikle çarpışmanın daha "sert", "yumuşak" bir çarpışma olması gerekir ve süreç, reaksiyon için yeterli enerjiyi serbest bıraksa bile, bir reaksiyonu başlatmak için yeterli olmayabilir. Diyelim ki ortak özellik Kimyasal reaksiyonların birleşip oluşması için basit bir çarpışmanın yeterli olmadığı, belli bir enerji ile çarpışmalarının gerekli olduğu bir gerekliliktir. Bu enerjiye aktivasyon enerjisi, yani bir reaksiyonu "aktive etmek" için gereken enerji denir. Çarpışmaların reaksiyona neden olması için gerekli olan fazla enerji olsun. Daha sonra ve üretme hızı, atom sayısının çarpımını içermelidir ve bireysel bir atomun belirli bir büyüklük alanına çarpma hızı ve değer (atomların yeterli enerjiye sahip olma olasılığı) ile çarpılır. :

. (42.10)

Şimdi ters işlemin hızını bulmamız gerekiyor. Tekrar ayrılma ihtimalleri var. Ayrılmak, ayrı varlıklarını sağlamaya yetecek enerjiye sahip değillerdir. Ancak moleküllerin birbirine bağlanması kolay olmadığından, birbirlerinden ayrılabilmeleri için geçmeleri gereken bir tür bariyer olması gerekir. Sadece varoluşları için gerekli olan enerjiyi stoklamaları değil, aynı zamanda yedekte de bir şeyler almaları gerekiyor. Bir vadiye inmeden önce bir tepeye tırmanmak gibi bir şey çıkıyor ortaya; önce bir yüksekliğe tırmanmanız, sonra aşağı inmeniz ve ancak bundan sonra dağılmanız gerekir (Şekil 42.1). Bu nedenle, geçiş hızı ürünle orantılıdır - başına moleküllerin başlangıç ​​sayısı :

. (42.11)

Sabit, atomların hacminin ve çarpışma sıklığının toplamıdır; buharlaşmada olduğu gibi katmanın alanı ve kalınlığı çarpılarak elde edilebilir, ancak bunu şimdi yapmayacağız. Şimdi bizi ilgilendiren şey, bu hızlar eşit olduğunda oranlarının bire eşit olmasıdır. Bu, daha önce olduğu gibi, kesitlerin, hızların ve sayılara bağlı olmayan diğer faktörlerin bulunduğunu göstermektedir.

İncir. 42.1. Bir reaksiyonda enerji oranı.

İlginçtir ki reaksiyon hızı hala değişmektedir. her ne kadar bu sabitin yoğunlaşma probleminde karşılaştığımız sabitle artık hiçbir ilişkisi olmasa da; Aktivasyon enerjisi enerjiden çok farklıdır. Enerji, dengenin kurulduğu oranları düzenler, ancak hızlı bir şekilde dönüşüp dönüşmediğini bilmek istersek, bunun denge ile hiçbir ilgisi yoktur ve başka bir enerji ortaya çıkar, üstel değeri kullanarak hızı kontrol eden aktivasyon enerjisi ortaya çıkar. tepki.

Üstelik gibi temel bir sabit de değil. Reaksiyonun duvarın yüzeyinde veya başka bir yüzeyde meydana geldiğini varsayalım, o zaman öyle bir şekilde yayılabilirler ki, bir araya gelmeleri onlar için daha kolay olacaktır. Başka bir deyişle, bir dağın içinden bir “tünel” kazabilir veya bir dağın tepesini sökebilirsiniz. Enerjinin korunumu nedeniyle, hangi yolu seçersek seçelim sonuç aynı olacaktır: itibaren ve elde ederiz, dolayısıyla enerji farkı gittiğimiz yola bağlı değildir. bir tepki var ancak aktivasyon enerjisi bu yola oldukça bağlıdır. Kimyasal reaksiyonların hızlarının dış koşullara bu kadar duyarlı olmasının nedeni budur. Reaktiflerin temas ettiği yüzeyi değiştirerek reaksiyon hızını değiştirebilirsiniz; bir "varil seti" oluşturabilir ve bunu, yüzeyin özelliklerine bağlıysa herhangi bir hızı seçmek için kullanabilirsiniz. Reaksiyonun meydana geldiği ortama üçüncü bir nesneyi dahil edebilirsiniz; aynı zamanda reaksiyonun hızını da büyük ölçüde değiştirebilir; bu tür maddeler, hafif bir değişiklikle bazen reaksiyonun hızını büyük ölçüde etkiler; bunlara katalizörler denir. Belirli bir sıcaklık için çok yüksek olduğu için pratikte hiç reaksiyon olmayabilir, ancak bu özel maddeyi - bir katalizörü eklerseniz, reaksiyon çok hızlı ilerler çünkü azalır. Bu nedenle, ters reaksiyonun hızı orantılıdır. ve denge konsantrasyonları formülünden çıkar. İlk etapta yazdığımız denge yasasının (42.9) doğruluğu, olası herhangi bir reaksiyon mekanizmasından bağımsız olarak kesinlikle garantilidir!

Kimyasal kinetik, kimyasal reaksiyonların hızının ve bunun çeşitli faktörlere (reaktiflerin konsantrasyonu, t, P, katalizör vb.) bağımlılığının incelenmesidir.

Kimyasal reaksiyonlar meydana gelir farklı hızlarda. Bazı reaksiyonlar saniyeden çok daha kısa bir sürede tamamlanır (ayrışma patlayıcılar), diğerleri dakikalar, saatler, günler sürer, diğerleri ise onlarca, yüzlerce, binlerce yıl sürer (yer kabuğunda meydana gelen süreçler).

Belirli bir reaksiyonun hızı, oluşma koşullarına bağlı olarak da büyük ölçüde değişebilir (normal sıcaklıktaki bir hidrojen ve oksijen karışımı, sınırsız bir süre boyunca değişmeden kalabilir; içine uygun bir katalizör eklendiğinde çok şiddetli reaksiyona girer; 630°C'de katalizör olmadan reaksiyona girer).

Faz, fiziksel ve kimyasal özellikleri bakımından sistemin diğer kısımlarından farklı olan ve geçiş sırasında sistemin özelliklerinin keskin bir şekilde değiştiği bir arayüzle onlardan ayrılan bir sistemin parçasıdır.

Tek fazdan oluşan sistemlere homojen, birden fazla fazdan oluşan sistemlere ise heterojen denir. Buna göre etkileşen maddelerin tek fazda olduğu reaksiyonlara homojen, maddelerin farklı fazlarda birleştiği reaksiyonlara ise heterojen denir.

Homojen bir kimyasal reaksiyonun hızı genellikle reaktanların konsantrasyonundaki veya birim zaman başına sonuçta ortaya çıkan reaksiyon ürünlerindeki değişiklikle ifade edilir. Konsantrasyonlar başlangıç ​​malzemeleri reaksiyon sırasında azalır ve reaksiyon ürünlerinin konsantrasyonları zamanla artar. Homojen bir kimyasal reaksiyonun hızı, başlangıç ​​malzemeleri tükendikçe azalır.

t1'den t2'ye kadar olan zaman aralığındaki ortalama reaksiyon hızı vav aşağıdaki ilişki ile belirlenir:

; .

Pirinç. 5.1. Başlangıç ​​maddelerinin konsantrasyonunda zamanla meydana gelen değişiklikler.

Anlık hız reaksiyon hızıdır şu anda zaman t. Konsantrasyonun zamana göre türevi ile belirlenir:

Pirinç. 5.2. Reaktanların konsantrasyonunda zamanla meydana gelen değişiklikler.

Reaksiyon hızı her zaman pozitif kabul edilir. Hesaplamalarda başlangıç ​​​​maddelerinin konsantrasyonundaki değişikliği alırsak, o zaman belirtilen ifade“-” işareti konulur; eğer bu reaksiyon ürünleriyle ilgiliyse "+" işareti alınmalıdır.

Kimyasal reaksiyonun hızını etkileyen faktörler:

reaksiyona giren maddelerin doğası;

reaktiflerin konsantrasyonu;

sıcaklık;

katalizörler;

dispersiyon (katılar için);

ortamın asitliği (çözeltilerdeki reaksiyonlar için);

reaktör şekli (zincir reaksiyonları için);

görünür veya UV ışınlarıyla aydınlatmanın yoğunluğu (fotokimyasal reaksiyonlar için);

ışınlarla ışınlamanın yoğunluğu (radyasyon-kimyasal reaksiyonlar için), vb.

Reaktanların doğası

2NO + O2 = 2NO2 – standart koşullar altında geçerlidir.

2CO + O2 = 2CO2 – standart koşullar altında reaksiyona girmez, ancak bu reaksiyonların denklemleri yüzeysel olarak benzerdir ancak maddelerin doğası farklıdır.

Reaktif konsantrasyonu

Maddelerin etkileşimi için gerekli bir ön koşul, moleküllerin çarpışmasıdır. Çarpışmaların sayısı ve dolayısıyla kimyasal reaksiyonun hızı, reaktanların konsantrasyonuna bağlıdır: daha fazla molekül ne kadar çok çarpışma olursa.

Kitlesel eylem yasası

aA + bB ® cC reaksiyonu için doğrudan reaksiyonun hızı şöyledir:

,

burada [A], [B] reaktan A ve B'nin molar konsantrasyonlarıdır; k kimyasal reaksiyonun hız sabitidir (verilmiştir).

Hız sabitinin fiziksel anlamı: [A] = 1 mol/l ve [B] = 1 mol/l olduğunda reaksiyon hızına eşittir.

Homojen reaksiyon: 2NO(g) + O2(g) = 2NO2(g)

v=k×2·.

Heterojen reaksiyon: C(katı) + O2(g) = CO2(g)

Reaksiyonun meydana geldiği kömürün yüzey alanının uzun süre sabit kaldığına ve k katsayısı ile dikkate alındığına inanılmaktadır.

Sıcaklığın homojen reaksiyonların hızına etkisi

Sıcaklığın artması moleküllerin hareket hızını arttırır ve buna bağlı olarak aralarındaki çarpışma sayısının artmasına neden olur. İkincisi aynı zamanda kimyasal reaksiyon oranında bir artışa da yol açar.

Niceliksel olarak, sıcaklığın homojen kimyasal reaksiyonların hızı üzerindeki etkisi van't Hoff kuralıyla yaklaşık biçimde ifade edilebilir:

Sıcaklığın 10° artması, homojen kimyasal reaksiyonların hızını yaklaşık 2-4 kat artırır.

Pirinç. 5.3. Artışa bağlı olarak reaksiyon hızındaki değişim

reaksiyon sıcaklığı.

Matematiksel olarak şöyle görünecektir:

,

reaksiyon hızının sıcaklık katsayısı nerede, yaklaşık 2÷4'e eşittir.

Her çarpışma bir etkileşim eylemiyle sonuçlansaydı, tüm reaksiyonların patlama hızında gerçekleşmesi gerekirdi. Aslında yalnızca az sayıda çarpışma etkileşim eylemlerine yol açar. Bir reaksiyon, yalnızca enerji rezervi temel bir reaksiyon eylemini gerçekleştirmek için yeterli olan aktif moleküllerin çarpışmasından kaynaklanır. Belirli bir sıcaklıktaki aktif çarpışmaların sayısı, reaksiyona giren moleküllerin toplam içeriğiyle orantılıdır. Artan sıcaklıkla birlikte aktif çarpışmaların sayısı çok daha fazla artar. toplam sayıçarpışmalar.

Moleküllerin çarpışma sırasında reaksiyona girebilmesi için kimyasal bağların "gevşek" olması gerekir. Bunu yapmak için molekülün artan enerji rezervine sahip olması gerekir. Buna sahip moleküller gerekli tedarik enerjilere aktif denir. Maddeler ısıtıldığında hızlanmalarından dolayı moleküllerin aktivasyonu meydana gelir. ileri hareket ve ayrıca moleküllerin kendilerindeki atomların ve atom gruplarının artan titreşim hareketi nedeniyle. Bütün bunlar moleküllerin içindeki bağların zayıflamasına yol açar. Bu nedenle moleküllerin reaksiyona girebilmesi için bazı enerji bariyerlerini aşmaları gerekir.

Yukarıdakilere uygun olarak A + B sisteminin S'ye dönüşümü sırasındaki enerjisindeki değişim grafiksel olarak aşağıdaki gibi gösterilebilir (Şekil 5.4.)

S molekülü, atomların ve kimyasal bağların yeniden dağılımı sonucu A ve B'den oluşur. S molekülünü oluşturmak için, aktifleştirilmiş A ve B molekülleri çarpışma üzerine ilk önce içinde atomların yeniden dağılımının meydana geldiği aktifleştirilmiş bir AB kompleksi oluşturur. Bir molekülü kompleksin aktivasyon enerjisine kadar uyarmak için gereken enerjiye aktivasyon enerjisi Ea denir.

Pirinç. 5.4. Endotermik (a) için entalpi değişim diyagramı

ve ekzotermik (b) süreçler.

Şekil a), reaksiyon ürünlerinin başlangıç ​​maddelerine göre daha büyük bir enerji rezervine sahip olduğunu, yani A + B ® S reaksiyonunun endotermik olduğunu göstermektedir. Reaksiyon ürünlerinin enerjisi ile başlangıç ​​malzemeleri arasındaki fark, reaksiyonun termal etkisidir.

Ekzotermik reaksiyon C + D → P için karşılık gelen grafik Şekil b)'de gösterilmektedir.

Reaksiyon hızı sabiti k ile aktivasyon enerjisi Ea arasındaki ilişki Arrhenius denklemi ile belirlenir:

,

burada A, çarpışma olasılığı ve sayısıyla ilişkili bir üstel katsayıdır.

Arrhenius denkleminin logaritması:

veya

Bir doğrunun denklemini verir. Çeşitli sıcaklıklardaki hız sabitlerini bilmek, belirli bir reaksiyonun aktivasyon enerjisini belirlememize olanak tanır:

Bu düz çizginin eğim açısının apsis eksenine tanjantı şuna eşittir:

.

Aktivasyon enerjisi, reaktanların doğasının bir kimyasal reaksiyonun hızını etkileyen faktördür.

- “hızlı” reaksiyonlar ( iyon reaksiyonlarıçözümlerde);

- ölçülebilir hızda reaksiyonlar

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

- “yavaş” reaksiyonlar

(Normal sıcaklıklarda NH3 sentezi).

Reaksiyon yolu, sisteme katalizörler eklenerek değiştirilebilir.

Katalizörler bir kimyasal reaksiyonun hızını etkileyen maddelerdir ancak kimyasal bileşimleri ara aşamalardan sonra aynı kalır. Katalizörlerin kimyasal reaksiyonların hızı üzerindeki etkisine kataliz denir.

Katalizörler reaksiyonu yeni bir yola yönlendirerek aktivasyon enerjisini azaltabilirler. Aktivasyon enerjisindeki bir azalma, reaktif parçacıkların oranında bir artışa ve dolayısıyla etkileşim sürecinin hızlanmasına yol açar. Bir reaksiyonu hızlandıran katalizörlere pozitif denir. Negatif katalizörler (inhibitörler) de bilinmektedir. Aktif ara molekülleri veya radikalleri bağlayarak reaksiyonu yavaşlatırlar ve böylece reaksiyonun ilerlemesini engellerler.

Katalizörler homojen ve heterojen olarak ikiye ayrılır. Homojen, reaktiflerden en az biriyle aynı agregasyon durumundadır.

Homojen kataliz çoğunlukla kararsız ara maddelerin oluşumu yoluyla gerçekleşir. Örneğin A + B → C reaksiyonunun gerektirdiği yüksek enerji aktivasyon Ea. Bir katalizör varlığında, K'nın katalizör olduğu A + K → AK ve AK + B → C + K reaksiyonları meydana gelir.

Pirinç. 5.6. A + B = C reaksiyonunun enerji diyagramı

katalizörsüz ve katalizörlü.

Bu ardışık reaksiyonlar için aktivasyon enerjilerinin en büyüğü Ea" ve Ea"", katalizörsüz reaksiyonun aktivasyon enerjisinden (Ea) küçükse, bu durumda katalizör pozitiftir.

Homojen bir katalizör örneği:

SO2 + O2 = SO3 - neredeyse hiç kullanılmaz;

2NO + O2 = NO2 - ara durum;

SO2 + NO2 = SO3 + NO – aktif olarak meydana gelen reaksiyon ( nitro yöntemi sülfürik anhidrit ve ondan - sülfürik asit).

Zincir reaksiyonları.

Aşağıdakileri içeren reaksiyonlar serbest radikaller, zincir denir. Radikal, kısa ömürlü değerlik doymamış bir parçacıktır.

İki tür zincir reaksiyonu vardır:

dallanmamış zincirlerle;

dallanmış zincirlerle.

İlk tip HCl'nin fotokimyasal sentezidir. Zincir, atomların - radikallerin oluşumunun bir sonucu olarak ortaya çıkar. ECl-Cl =58,0 kcal/mol; EH-H = 104,2 kcal/mol.

Cl2 + hn = 2Cl× zincir çekirdeklenmesi

zincir geliştirme

………………………….

açık devre

Dolayı harici kaynak enerji (ışık, elektrik deşarjı, ısınma, ά-, β- veya γ- radyasyonuna maruz kalma) serbest radikaller veya serbest değerlikli atomlar oluşur. Moleküllerle etkileşime girerler. Zincirin her bir bağlantısında yeniden yeni bir aktif parçacık oluşur. Aynı temel süreçlerin tekrarlanmasıyla bir zincirleme reaksiyon meydana gelir. Süresi çok uzun olabilir. Yukarıdaki reaksiyonda emilen her kuantum için 100 bine kadar HCl molekülü oluşur. Serbest bırakılan enerjinin üçüncü bir cisme aktarılabilmesi koşuluyla, iki özdeş radikalin çarpışması zincirin sonlanmasına yol açar. Sonlanmanın nedeni yalnızca serbest radikallerin rekombinasyonu değil, aynı zamanda reaksiyon kabının duvarı tarafından yakalanmaları, radikalin safsızlıklarla etkileşimi ve ayrıca düşük aktif bir radikalin oluşumu (hacim sonlanması) olabilir. Bu nedenle zincir reaksiyonunun hızı, yabancı parçacıkların varlığına ve kabın şekline çok duyarlıdır.

dallanmış zincirleme reaksiyonlar Bir serbest radikalin tek bir reaksiyonu birden fazla yeni serbest radikal üretir.

Reaksiyon I'de oluşan radikaller, dallanmamış bir zincirin gelişmesini sağlar ve iki serbest değerliğe sahip olan (reaksiyon II) oksijen atomu, dallanmaya başlayan iki radikal oluşturur. ortaya çıkar büyük miktar serbest radikaller. Radikallerin "üremesi" sürecin çığ benzeri bir ilerlemesine yol açar ve bu da bir patlamaya neden olabilir:

Ancak bu süreçlerde dahi devre kopmaları meydana gelmektedir. Ayrıca, yalnızca dallanma oranının sonlanma oranını aşması durumunda sürecin hızında hızlı bir artış gözlenir.

Bu tür reaksiyonlar için konsantrasyondaki değişiklik aktif merkezler zaman içinde aşağıdaki ilişki ile ifade edilebilir:

,

burada C reaksiyon bölgesindeki aktif merkezlerin sayısıdır;

Aktif merkezlerin çekirdeklenme hızı;

f – zincir dallanma hızı sabiti;

g – devre kopma hızı sabiti.

Kimyasal reaksiyonlar tersinir ve tersinmez olarak ikiye ayrılır.

Bu koşullar altında kimyasal olarak geri dönüşü olmayan reaksiyonlar, reaksiyona giren maddelerden birinin (NH4NO3 → 2H2O + N2O - H2O ve N2O'dan nitrat elde etme girişiminin olumlu bir sonuca yol açmaması) tamamen tüketilmesine kadar neredeyse tamamlanmaya devam eder.

Kimyasal olarak tersinir reaksiyonlar belirli koşullar altında hem ileri hem de geri yönde aynı anda meydana gelir. Olumsuz geri dönüşümlü reaksiyonlar geri dönüşümlüden daha azdır. Tersinir bir reaksiyonun bir örneği, hidrojenin iyot ile etkileşimidir:

; .

Bir süre sonra HI oluşum hızı eşit hız ayrışması:

; .

Başka bir deyişle kimyasal denge oluşacaktır:

Pirinç. 5.7. İleri (1) ve geri (2) reaksiyonların hızının değiştirilmesi

mesai.

Kimyasal denge, reaksiyon ürünlerinin oluşum hızının, bunların orijinal reaktiflere dönüşüm hızına eşit olduğu bir sistemin durumudur.

Kimyasal denge dinamiktir, yani oluşması reaksiyonun durması anlamına gelmez.

Bir gerçeğin işaretleri kimyasal denge:

yokluğunda sistemin durumu zaman içinde değişmeden kalır. dış etkiler;

sistemin durumu, ne kadar küçük olursa olsun, dış etkilerin etkisi altında değişir;

sistemin durumu hangi tarafın dengeye yaklaştığına bağlı değildir.

Dengedeki ileri ve geri reaksiyon oranlarının eşitliğine dayanarak şunu yazabiliriz:

.

Böylece, sabit dengede, belirli bir sıcaklıkta belirli bir reaksiyon için, reaksiyon ürünlerinin konsantrasyonlarının çarpımının, karşılık gelen stokiyometrik katsayılara eşit güçlerde başlangıç ​​maddelerinin konsantrasyonlarının çarpımına bölündüğünü görüyoruz. sabit değer denge sabiti denir.

Reaksiyon için genel terimlerle

denge sabitinin ifadesi yazılmalıdır:

.

Kararlı durumdaki reaktanların konsantrasyonlarına denge konsantrasyonları denir.

Heterojen tersinir reaksiyonlar durumunda, Kc ifadesi yalnızca gaz halindeki ve çözünmüş maddelerin denge konsantrasyonlarını içerir. Yani, CaCO3 ↔ CaO + CO2 reaksiyonu için

Sabit dış koşullar altında denge konumu süresiz olarak korunur. Değiştirirken dış koşullar denge konumu değişebilir. Sıcaklık ve reaktif konsantrasyonundaki değişiklikler (gazlı maddeler için basınç), ileri ve geri reaksiyon oranlarının eşitliğinin ihlaline ve buna bağlı olarak dengenin ihlaline yol açar. Bir süre sonra hızların eşitliği yeniden sağlanacak. Ancak yeni koşullar altında reaktiflerin denge konsantrasyonları farklı olacaktır. Birinden sistem geçişi denge durumu diğerine dengenin yer değiştirmesi veya kayması denir. Kimyasal denge bir denge çubuğunun konumuna benzetilebilir. Tıpkı kaplardan birine uygulanan yükün basıncı nedeniyle değiştiği gibi, kimyasal denge de proses koşullarına bağlı olarak ileri veya geri reaksiyona doğru kayabilir. Her seferinde yeni koşullara karşılık gelen yeni bir denge kurulur.

Sabitin sayısal değeri genellikle sıcaklıkla değişir. Sabit sıcaklıkta Kc değerleri basınca, hacme veya madde konsantrasyonuna bağlı değildir.

Kc'nin sayısal değerini bilerek, reaksiyon katılımcılarının her birinin denge konsantrasyonlarının veya basınçlarının değerlerini hesaplamak mümkündür.

Örneğin, H2 + I2 ↔ 2HI reaksiyonundan kaynaklanan HI'nın denge konsantrasyonunu hesaplamanız gerektiğini varsayalım. Haydi belirtelim başlangıç ​​konsantrasyonları H2 ve I2'den C'ye ve bunların denge anında x'e (mol/l) göre değişimi. Daha sonra reaktanların denge konsantrasyonları şöyledir:

= (C – x);

= (C – x) = ; = 2x.

Sahibiz

. Bu ifadeye dayanarak x'i ve dolayısıyla reaktiflerin denge konsantrasyonlarını hesaplamak mümkündür.

Gazları içeren reaksiyonlar için maddelerin kısmi basınçlarını kullanmak daha uygundur. Bu durumda denge sabiti Kp ile gösterilir.

.

Kc ve Kr arasında bir bağlantı vardır. Amonyak sentezi reaksiyonu örneğini kullanarak bunu bulacağız. N3+ 3H2 ↔ 2NH3;İçindeki maddelerin konsantrasyonları

gaz ortamı

Bir maddenin mol sayısının n sisteminin V sisteminin hacmine oranı olarak ifade edilebilir:

N'nin değeri Mendeleev-Clapeyron denkleminden bulunabilir: .

РV = nRT => n =.

.

Aldık

Ks'nin değerini elde edilen değerle ifade ederiz:

,

Veya başka bir şekilde yazabilirsiniz:

Küçük dönüşümlerden sonra şunu elde ederiz:

.

reaksiyon denklemindeki katsayılar arasındaki fark nerede

Hacimde değişiklik olmadan meydana gelen reaksiyonlar için şunu elde ederiz:

.

Bir kimyasal reaksiyonun izobarik-izotermal potansiyelindeki değişiklik ile A, B, C, D, E bileşenlerinin denge durumundaki kısmi basıncıyla ifade edilen denge sabiti arasında bir bağlantı vardır.

298 sıcaklık için şöyle görünür:

Dengede olan bir sisteme herhangi bir etki uygulandığında, sistemdeki bu etkiyi en aza indirecek süreçler yoğunlaşır.

Reaksiyona giren maddelerin konsantrasyonlarının duruma etkisi

.

denge

.

O2 konsantrasyonu (bu ifadedeki payda) arttıkça SO3 konsantrasyonunun (pay) artması gerekir. Bu, Kc=const olduğu gerçeğinden kaynaklanmaktadır. Dolayısıyla O2 konsantrasyonundaki bir artış dengeyi daha fazla kaydıracaktır. tam kullanım SO2 ve daha fazla verim SO3.

Basıncın denge durumuna etkisi

Gazlar arasındaki reaksiyonlarda basınç önemlidir.

Artan basıncın bir sonucu olarak, reaktanların konsantrasyonu ve buna bağlı olarak reaksiyon hızı artar.

Olası durumları ele alalım.

A). Bir reaksiyonda başlangıç ​​malzemelerinin mollerinin toplamı, reaksiyon ürünlerinin mollerinin toplamına eşittir. Gazların karşılık gelen toplam hacimleri de eşit olacaktır.

.

Kapalı bir reaksiyon kabındaki basıncı örneğin 2 kat artırırsanız hacim de yarı yarıya değişecektir. Buna göre gazların konsantrasyonu iki katına çıkacaktır. İleri ve geri reaksiyonların hızı artar, ancak eşit miktarda. Bu nedenle kimyasal dengede herhangi bir değişiklik meydana gelmez.

.

Dolayısıyla, bir denge sisteminin başlangıç ​​ve son gaz ürünlerinin hacimleri eşitse, basınçtaki bir değişiklik dengeyi bozmaz.

B). Başlangıç ​​maddelerinin mollerinin toplamı, ortaya çıkan ürünlerin mollerinin toplamından daha büyüktür:

N2 + 3H2 Û 2NH3.

Dört mol başlangıç ​​​​maddesinden iki mol ürün oluşur - reaksiyon hacimde bir azalma ile ilerler. [Basınç arttıkça başlangıç ​​maddelerinin konsantrasyonu da artacaktır. daha büyük ölçüde, ürünlerin konsantrasyonundan daha fazla, bu da dengede amonyak oluşumuna doğru bir kaymaya yol açar.]

.

İÇİNDE). Başlangıç ​​maddelerinin mollerinin toplamı, ürünlerin mollerinin toplamından azdır:

N2O4<=>2NO2;

.

Doğrudan reaksiyon, sistemdeki maddenin mol sayısında bir artışa, yani basınçta bir artışa yol açar.

Ters reaksiyon meydana geldiğinde ise tam tersine sistemdeki basınç düşer. Denge sağlandığında basınç artarsa ​​sistem başlangıç ​​durumuna dönerek tepki verecektir. Denge, basıncın azalmasıyla birlikte ters reaksiyona, yani N2O4 oluşumuna doğru kayacaktır. Basınç azalırsa denge, basıncın artmasıyla birlikte NO2 oluşumuna doğru doğrudan reaksiyona doğru kayacaktır.

basınç değiştiğinde, denge yalnızca gaz halindeki maddelerin hacminde bir değişikliğin eşlik ettiği tersinir reaksiyonlarda değişir;

Basınçtaki bir artış dengeyi yana kaydırır daha küçük hacimler, azaltın – daha yüksek hacimlere doğru.

Sıcaklığın denge durumuna etkisi

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

Su oluşumu süreci ekzotermik, ayrışma ise endotermiktir.

Le Chatelier prensibine göre bu denge sistemine ısı verildiğinde dengenin endotermik reaksiyona doğru kayması yani suyun ayrışmasına yol açması gerekir. Sonuç olarak, su buharının denge konsantrasyonunda bir azalma ve hidrojen ve oksijenin denge konsantrasyonlarında bir artış olacaktır.

Bu sistemin soğutulması ekzotermik süreci yoğunlaştıracaktır.

Sistemi düşünün:

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

Sıcaklığın azalması dengeyi sağa kaydırır, yani NH3 verimini arttırır. Ancak endüstride bu işlem oldukça hızlı bir şekilde gerçekleştirilmektedir. yüksek sıcaklıklar. Bunun nedeni, ne zaman düşük sıcaklıklar Hedef ürünün verimi daha yüksek olmasına rağmen denge oranı düşüktür.

Böylece, bir denge sistemi ısıtıldığında denge endotermik bir reaksiyona doğru, soğutulduğunda ise ekzotermik bir reaksiyona doğru kayar.

Katalizörlerin denge durumuna etkisi

Katalizörlerin bir denge sistemine dahil edilmesi dengede bir kaymaya neden olmaz, çünkü katalizör ileri reaksiyonu hızlandırırken aynı ölçüde geri reaksiyonu da hızlandırır. Ancak katalizörlerin devreye girmesi dengeye daha kısa sürede ulaşmayı mümkün kılar.

Referanslar

Glinka N.L. Genel kimya. – M.: Kimya, 1978. – S. 166-191.

Shimanovich I.E., Pavlovich M.L., Tikavyi V.F., Malashko P.M. Formüllerde, tanımlarda, diyagramlarda genel kimya. – Mn.: Universitetskaya, 1996. – S. 102-115.

Karapetyants M.Kh. Kimyasal prosesler teorisine giriş. - M.: Yüksek Lisans, 1981. – S.75-90.

Vorobyov V.K., Eliseev S.Yu., Vrublevsky A.V. Pratik ve bağımsız çalışma kimyada. – Mn.: UE “Donarit”, 2005. – S. 39-46.

Ayrıca okuyun

Yaşam ve yaratıcı kader A

Yaşayan doğanın nesneleri Değerli doğal nesneler nelerdir

Oscar Niemeyer: biyografi ve eserleri Oscar Niemeyer'e saygı duruşu nedir

Su kemeri yapısı. Su kemeri nedir? Viyadük - nedir bu?

"A" konulu bir edebiyat dersinin özeti

Uzaya çıkan ilk gemi

Dünyanın En Güçlü Hava Kuvvetlerinin Başkomutanı

Edebiyat üzerine heyecan verici dersler Dima Bykov edebiyat üzerine dersler veriyor