Cilj:

rješavanje eksperimentalnih problema vezanih za određivanje ovisnosti brzine kemijske reakcije od koncentracije reaktanata, temperature, prisustva katalizatora i proračuna uslova hemijske ravnoteže u sistemima sa reverzibilnim hemijskim reakcijama.

Teorijska pitanja

1. Brzina homo- i heterogenih reakcija.

2. Zakon djelovanja mase za brzinu u homogenom sistemu.

3. Konstanta brzine. Njegovo fizičko značenje.

4. Zavisnost brzine reakcije od temperature. Van't Hoffovo pravilo.

5. Koncept katalize.

6. Reverzibilne i ireverzibilne hemijske reakcije.

7. Hemijska ravnoteža. Konstanta ravnoteže. Njegovo fizičko značenje.

8. Promena hemijske ravnoteže. Le Chatelierov princip.

Hemijska kinetika proučava tok hemijskih procesa tokom vremena.

Brzina hemijske reakcije n – je količina supstance Dn koja reaguje ili se formira u reakciji u jedinici vremena Dt u jedinici zapremine reakcionog prostora n

Homogena reakcija - odvija se u cijelom volumenu, reaktanti i produkti reakcije su u istoj fazi.

Količina supstance po jedinici zapremine Dn/V – ovo je molarna koncentracija C.

Onda prosječna brzina homogene reakcije:

Jedinica za mjerenje brzine homogene reakcije je mol l -1 s -1.

Heterogena reakcija - reakcija se odvija na granici faza, reaktanti i (ili) produkti reakcije su u različitim fazama.

Za heterogenu reakciju, brzina ovisi o površini kontakta reagensa - površini međufazne površine S.

Prosječna brzina heterogene reakcije

Mjerna jedinica za brzinu heterogene reakcije je mol m -2 s -1.

Brzina trenutne reakcije– promjena koncentracije u određenom trenutku, tj. u beskonačno malom vremenskom periodu dt

Brzina hemijske reakcije je uvijek pozitivna. Znak plus “+” ili “–” označava da li je promjena količine supstance Δn pozitivna ili negativna, odnosno da li se supstanca formira ili troši tokom reakcije.

Brzina reakcije ovisi o prirodi reaktanata, njihovoj koncentraciji, temperaturi i prisutnosti katalizatora.

Zakon masovne akcije: Brzina homogene reakcije je proporcionalna proizvodu molarnih koncentracija reaktanata, uzetih u snagama jednakim stehiometrijskim koeficijentima.

aA + bB → cC + dD v= k[A] a [B] in, gdje je k konstanta brzine.

Brzina se u većoj mjeri povećava s povećanjem koncentracije tvari čiji je stehiometrijski koeficijent u jednadžbi reakcije veći.

Brzina reakcije raste s povećanjem temperature jer se povećava brzina molekula i, prema tome, povećava se broj aktivnih sudara koji dovode do interakcije. Ovisnost brzine reakcije od temperature izražava se Van't Hoffovim pravilom: v 2 = v 1 ∙γ (t 2 - t 1)/10, gdje je

v 1 – brzina reakcije na početnoj temperaturi t 1 ;

v 2 – brzina reakcije na temperaturi t 2

γ – temperaturni koeficijent, njegova vrijednost je 2 ÷ 4.

Brzina reakcije raste sa kataliza– aplikacija katalizator- supstanca koja ubrzava reakciju, ali ne stupa u interakciju. Katalizator ne pomjera kemijsku ravnotežu, već dovodi do njenog bržeg postizanja, podjednako ubrzavajući naprijed i obrnuto. Količina katalizatora je mnogo manja od reagensa. Postoji homogena kataliza (katalizatorske supstance su u istoj fazi) i heterogena (u različitim fazama).

Reverzibilne reakcije– hemijske reakcije koje se odvijaju istovremeno u smjeru naprijed (®) i obrnuto ().

Hemijska ravnoteža– stanje sistema u kojem su brzine direktne i reverzne reakcije jednake, koncentracije reagensa i produkta reakcije konstantne.

Konstanta ravnoteže– jednak je omjeru proizvoda ravnotežnih koncentracija produkta reakcije i proizvoda ravnotežnih koncentracija reaktanata na snagu stehiometrijskih koeficijenata u jednadžbi i pokazuje koliko je puta veća brzina reakcije naprijed od brzine obrnute reakcije.

aA + bB « sS + dD,

ili za gasove , Gdje R- parcijalni pritisak.

Konstanta ravnoteže ovisi o temperaturi, prirodi reaktanata i ne ovisi o njihovoj koncentraciji. Pri K c >>1 reakcija daje visok prinos reakcijskih produkata, na K c<<1 выход продуктов мал, преобладают исходные реагенты.

Promjena barem jednog od parametara sistema dovodi do neravnoteže, promjene koncentracija i uspostavljanja nove ravnoteže sa drugim ravnotežnim vrijednostima, tj. pomeranje ravnoteže.

Le Chatelierovo pravilo: ako se na sistem koji je u ravnoteži izvrši vanjski utjecaj, tada će se ravnoteža sistema pomjeriti prema reakciji koja slabi ovaj utjecaj.

U eksperimentima 1 i 2 proučavat ćemo ovisnost brzine razgradnje natrijevog tiosulfata različitih koncentracija i od temperature pod utjecajem kiseline H 2 SO 4 u homogenom stupnju reakcije

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + S + H 2 O + SO 2.

Kada Na 2 S 2 O 3 i H 2 SO 4 stupe u interakciju, odmah nastaje nestabilna tiosumporna kiselina H 2 S 2 O 3, koja se u trenutku proizvodnje spontano razlaže i formira sumpor dioksid SO 2 i slobodni sumpor S.

Brzina cijelog procesa određena je brzinom ove najsporije faze: H 2 S 2 O 3 → H 2 SO 3 + S

Dobijeni sumpor je slabo rastvorljiv u vodi, pa se proces može podeliti u dve faze:

homogena - sumpor je u rastvoru, koncentracija sumpora je manja od zasićene i

heterogena - sumpor se taloži, zasićena koncentracija je prekoračena.

U trenutku kada se postigne zasićena koncentracija sumpora (kritična tačka miješanja), u otopini se pojavljuje opalescencija - naglo povećanje raspršenja svjetlosti (prozirna otopina počinje da postaje mutna).

Homogena brzina reakcije v=C m /Δτ, gdje je

Δτ – vrijeme reakcije od dodavanja 1 kapi H 2 SO 4 do pojave opalescencije.

C m – molarna koncentracija Na 2 S 2 O 3.

U eksperimentu 3 proučavaćemo uticaj katalizatora - bakar sulfata CuSO 4 - na brzinu redukcije gvožđe(III) tiocijanata Fe(SCN) 3 u gvožđe(II) tiosulfat Fe(SCN) 2 pod dejstvom natrijum tiosulfata Na 2 S 2 O 3 .

2Fe(SCN) 3 + 2Na 2 S 2 O 3 → Na 2 S 4 O 6 + 2Fe(SCN) 2 + 2NaSCN

Od svih supstanci koje učestvuju u ovoj reakciji obojen je samo Fe(SCN) 3. U rastvoru je obojen krvavo crveno. Nestanak boje otopine ukazuje na kraj reakcije.

Dobijamo željezni tiocijanat neposredno prije reakcijskog eksperimenta

U eksperimentu 4 proučavat ćemo promjenu kemijske ravnoteže s promjenom koncentracije na primjeru reverzibilne reakcije:

FeCl 3 + 3KSCN → Fe(SCN) 3 + 3KCl

Promena koncentracije gvožđe(III) tiocijanata Fe(SCN) 3, koji ima crvenu boju, dovodi do promene intenziteta boje reakcione mase i omogućava da se proceni u kom pravcu se ravnoteža pomera.

Praktični zadatak:

1. Napišite izraz za brzinu reakcije za reakcije:

2NO(g) + Cl 2 (g) → 2NOCl(g)

CaCO 3 (k) → CaO (k) + CO 2 (g)

2. Kako će se promijeniti brzina reakcije 2NO(g) + O 2 (g) → 2NO 2 (g)?

ako smanjimo volumen reakcijske posude za 5 puta?

3. Odrediti početne koncentracije hlora i vodonika ako je ravnoteža u sistemu H 2 (g) + Cl 2 (g) → 2HCl (g) uspostavljena pri = 0,025 mol/l, = 0,09 mol/l.

Kako povećanje pritiska i temperature utiče na ravnotežu reakcija?

2 H 2 (g) + O 2 (g) → 2H 2 O (g), Q>0

C(k) + CO 2 (g) → 2CO(g), Q<0

4. Kako će smanjenje temperature uticati na stanje hemijske ravnoteže u sistemu (neće li biti poremećeno; hoće li se pomeriti ulevo ili udesno)?: 2NO+O 2 →2NO 2, ∆H<0.

5. Hoće li se ravnoteža pomjeriti sa povećanjem pritiska i u kom smjeru (prema direktnoj ili obrnutoj reakciji) u sistemu: 4Fe(k)+3O 2 (g)→2Fe 2 O 3 (k).

Hemijska kinetika je grana hemije koja proučava brzine hemijskih reakcija. Hemijske reakcije se mogu odvijati različitim brzinama (od malih djelića sekunde do decenija i dužih vremenskih intervala). Kada se razmatra pitanje brzina reakcija, potrebno je razlikovati homogene i heterogene reakcije. Homogeni sistemi sastoje se od jedne faze (na primjer, bilo koje mješavine plina), i heterogena– iz nekoliko faza (na primjer, voda sa ledom). Faza je dio sistema odvojen od ostalih njegovih dijelova interfejsom, tokom tranzicije kroz koji dolazi do nagle promjene svojstava.

Homogena brzina reakcije je količina supstance koja reaguje ili se formira tokom reakcije u jedinici vremena u jedinici zapremine sistema. Brzina heterogene reakcije je količina supstance koja reaguje ili nastaje tokom reakcije u jedinici vremena po jedinici površine faze (ili mase, zapremine čvrste faze, kada je teško odrediti veličinu površine čvrste supstance):

v homog = ; v heterog = . One. brzina homogene reakcije može se definisati kao promjena u koncentraciji bilo koje od tvari koje reagiraju ili nastaju tijekom reakcije, koja se događa u jedinici vremena.

Većina hemijskih reakcija je reverzibilna, odnosno mogu se odvijati i u naprijed i u obrnutom smjeru. Razmotrimo reverzibilnu reakciju:

Stope prednjih i reverznih reakcija povezane su sa koncentracijama reagensa sljedećim jednadžbama:

v x.r., pr =k pr [A] a ×[B] b i v x.r. arr =k arr [C] c × [D] d

S vremenom će se brzina reakcije naprijed smanjiti zbog potrošnje reagensa A I IN i smanjenje njihove koncentracije. Naprotiv, brzina obrnute reakcije kako se proizvodi akumuliraju WITH I Dće se povećati. Dakle, nakon određenog vremenskog perioda, stope reakcije naprijed i nazad će postati jednake jedna drugoj. Uspostaviće se stanje sistema u kojem nema tokova materije i energije, koje se naziva hemijska ravnoteža. Svi reverzibilni procesi ne idu u potpunosti, već samo u stanje ravnoteže, u kojem, iz uslova v x.r. pr = v x.r. arr. slijedi:

k pr /k arr =[C] c ×[D] d / [A] a ×[B] b =K

Gdje K- konstanta hemijske ravnoteže, koja zavisi od temperature i prirode reagensa, ali ne zavisi od koncentracije reagensa. Ovo je matematički izraz zakona djelovanja mase, koji omogućava izračunavanje sastava ravnotežne reakcione smjese.

Najvažniji faktori koji utiču na brzinu reakcije su:

1. Priroda supstanci koje reaguju;

2. Koncentracije reagujućih supstanci;

3. Faktor temperature;

4. Dostupnost katalizatora.

U nekim slučajevima, brzina heterogenih reakcija ovisi i o intenzitetu kretanja tekućine ili plina blizu površine na kojoj se reakcija odvija.

1) Uticaj koncentracije reaktanata. Predstavimo jednačinu hemijske reakcije u opštem obliku: aA+bB+…=, zatim v ch.r. =k[A] a [B] b je u suštini matematička notacija zakon masovne akcije, koji su eksperimentalno otkrili K. Guldberg i P. Waage 1864-1867. Prema ovom zakonu, pri konstantnoj temperaturi v, ch.r. je proporcionalan umnošku koncentracija reagujućih supstanci, a svaka koncentracija je uključena u proizvod u stepenu jednakom koeficijentu koji se pojavljuje ispred formule date supstance u jednadžba reakcije. Vrijednost konstante brzine reakcije (k) ovisi o prirodi reaktanata, temperaturi i prisutnosti katalizatora, ali ne ovisi o koncentraciji tvari.

2) Zavisnost v x.r. na temperaturu i na prirodu supstanci koje reaguju.Energija aktivacije E a (u kJ/mol) je višak energije koji molekuli moraju imati da bi njihov sudar doveo do stvaranja nove tvari. E i različite reakcije su različite. Ovaj faktor utiče na prirodu reagujućih supstanci na v ch.r. . Ako E a<40 кДж/моль (т.е. мала), то скорость такой реакции велика (например, ионные реакции в растворах, протекающие практически мгновенно). Если Е а >120 kJ/mol (tj. vrlo značajno), tada je brzina takve reakcije beznačajna (na primjer, reakcija sinteze amonijaka N 2 + 3H 2 = 2NH 3 - brzina ove reakcije pri običnom T zbog visokih vrijednosti ​​E a je toliko mala da se može primijetiti da je curenje gotovo nemoguće).

Godine 1889, poznati švedski hemičar Arrhenius izveo je iz eksperimentalnih podataka jednačinu koja povezuje konstantu brzine sa temperaturom i energijom aktivacije. Kasnije je ova jednadžba dobila teorijsko opravdanje. Prema Arrheniusu, konstanta brzine eksponencijalno ovisi o temperaturi: k=k max ×exp(-E a /RT), gdje je R univerzalna plinska konstanta jednaka 8,31 J/mol×K; k max je predeksponencijalni faktor koji označava maksimalnu moguću vrijednost konstante brzine pri nultoj energiji aktivacije ili beskonačno visokoj temperaturi, kada svi sudari molekula reaktanta postanu aktivni. Arrheniusova jednadžba se često koristi u logaritamskom obliku: lnk=lnk max -E a /RT.

Povećanje v h.r. sa porastom temperature obično se karakteriše temperaturni koeficijent brzine reakcije– vrijednost koja pokazuje koliko se puta povećava brzina reakcije koja se razmatra kada se temperatura sistema poveća za 10 stepeni. Temperaturni koeficijent (g) je različit za različite reakcije. Na uobičajenim temperaturama njegova vrijednost za većinu reakcija je u rasponu od 2 do 4 (tj. g hr = 2-4 puta).

Katalizatori su supstance koje se ne troše u reakciji, ali utiču na njenu brzinu. Fenomen promjene brzine reakcije pod utjecajem katalizatora naziva se kataliza, a same te reakcije jesu katalitički. Djelovanje katalizatora je zbog smanjenja granice aktivacije kemijske interakcije, tj. smanjenje energije aktivacije. Pod uticajem katalizatora, reakcije se mogu ubrzati milione ili više puta. Štaviše, neke reakcije se uopće ne dešavaju bez katalizatora. Katalizatori se široko koriste u industriji.

Razlikovati homogena I heterogena kataliza. At homogena kataliza katalizator i reagensi formiraju jednu fazu (gas ili rastvor), i kada heterogena kataliza– katalizator je u sistemu kao samostalna faza. Primjer homogene katalize je razlaganje vodikovog peroksida na vodu i kisik u prisustvu katalizatora Cr 2 O 7 2-, WO 4 2- itd. Primjer heterogene katalize je oksidacija sumpordioksida u trioksid korištenjem kontakta. način proizvodnje sumporne kiseline iz otpadnih gasova metalurške proizvodnje: SO 2 +0,5O 2 +H 2 O=(kt)=H 2 SO 4.

Pretraga web stranice:

2HEMIJSKA KINETIKA I HEMIJSKA RAVNOTEŽA

2.1 KINETIKA HEMIJSKIH REAKCIJA

Hemijske reakcije se odvijaju različitom brzinom. Neki od njih se u potpunosti završe u malim dijelovima sekunde (eksplozija), drugi se izvode u minutima, satima, danima i dugim vremenskim periodima. Osim toga, ista reakcija može teći brzo pod nekim uvjetima (na primjer, na povišenim temperaturama), a sporo pod drugim (na primjer, nakon hlađenja). Štaviše, razlika u brzini iste reakcije može biti veoma velika.

Kada se razmatra pitanje brzina reakcija, potrebno je razlikovati homogene i heterogene reakcije. Usko povezan sa ovim konceptima je koncept faze.

Faza je dio sistema odvojen od ostalih dijelova interfejsom, tokom tranzicije kroz koji se svojstva naglo mijenjaju.

U zapremini faze dolazi do homogene reakcije [primjer - interakcija vodika i kisika sa stvaranjem vodene pare: H 2 (g) + O 2 (g) → H 2 O(g)], a ako je reakcija heterogena, onda se javlja na međufaznoj granici [na primjer, sagorijevanje ugljika: C(s) + O2(g) → CO 2 (g)].

Brzina homogene reakcije je količina supstance koja reaguje ili se formira tokom reakcije u jedinici vremena po jedinici zapremine faze:

Gdje n- količina supstance, mol; V- fazni volumen, l;τ - vrijeme; WITH- koncentracija, mol/l.

Brzina heterogene reakcije je količina tvari koja reagira ili se formira tijekom reakcije u jedinici vremena po jedinici površine faze:

Gdje S- područje faznog interfejsa.

Najvažniji faktori koji utiču na brzinu homogene reakcije su: priroda reaktanata, njihove koncentracije, temperatura i prisustvo katalizatora.

Ovisnost brzine reakcije o koncentraciji reaktanata. Do reakcije između molekula dolazi kada se sudare. Stoga je brzina reakcije proporcionalna broju sudara kojima prolaze molekuli supstanci koje reaguju. Što je veća koncentracija svake od polaznih supstanci, to je veći broj sudara. Na primjer, brzina reakcije A + B→ Proporcionalno proizvodu koncentracija A i B:

v = k · [A] · [B],

Gdje k- koeficijent proporcionalnosti, koji se naziva konstanta brzine reakcije. Značajna vrijednost k jednaka brzini reakcije za slučaj kada su koncentracije reaktanata 1 mol/l.

Ovaj odnos izražava zakon masovne akcije Ovaj zakon se još naziva i zakon postojeći wt. : Pri konstantnoj temperaturi, brzina hemijske reakcije je direktno proporcionalna proizvodu koncentracija reaktanata.

Mnogo rjeđe dolazi do reakcije kao rezultat istovremenog sudara triju reagujućih čestica. Na primjer, reakcija

2A+B → A 2 B

može nastaviti kroz trostruki sudar:

A+ A + B→ A 2 B

Tada se, u skladu sa zakonom djelovanja mase, koncentracija svake od reagujućih supstanci uključuje u izraz brzine reakcije do stepena jednakog koeficijentu u jednadžbi reakcije:

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

Zove se zbir eksponenata u jednačini zakona djelovanja mase redosled reakcije. Na primjer, u potonjem slučaju, reakcija je trećeg reda (drugi - u odnosu na supstancu A i prvi - u odnosu na supstancu B.

Ovisnost brzine reakcije o temperaturi. Ako koristimo rezultate brojanja sudara između molekula, broj sudara će biti toliko velik da se sve reakcije moraju odvijati trenutno. Ova kontradikcija se može objasniti činjenicom da u reakciju ulaze samo molekuli s određenom energijom.

Višak energije koji molekule moraju imati da bi njihov sudar doveo do stvaranja nove tvari naziva se aktivaciona energija (vidi sliku 2.1).

Slika 2.1 - Energetski dijagram za reakciju stvaranja proizvoda AB iz polaznih supstanci A i B. Ako je energija sudara molekula A i B veća ili jednaka energije aktivacije E a , tada se energetska barijera savladava i dolazi do kretanja duž koordinata reakcije r od početnih materijala do proizvoda. U suprotnom dolazi do elastičnog sudara molekula A i B. Vrh energetske barijere odgovara prijelaznom stanju (aktivirani kompleks), u kojem se djelomično formira AB veza.

Kako temperatura raste, raste i broj aktivnih molekula Temperatura je mjera prosječne kinetičke energije molekula, pa povećanje temperature dovodi do povećanja prosječne brzine njihovog kretanja.. Stoga bi brzina kemijske reakcije trebala rasti s povećanjem temperature. Povećanje brzine reakcije pri zagrijavanju se obično karakterizira kao temperaturni koeficijent brzine reakcije (γ ) - broj koji pokazuje koliko se puta povećava brzina date reakcije kada se temperatura poveća za 10 stepeni. Matematički, ova zavisnost je izražena pravilo van't Hoff :

,

Gdje v 1 - brzina na temperaturi t 1 ; v 2 - brzina na temperaturi t 2. Za većinu reakcija temperaturni koeficijentγ nalazi se u rasponu od 2 do 4.

Još strožije, izražava se zavisnost brzine reakcije (tačnije, konstante brzine) o temperaturi Arrheniusova jednadžba :

,

Gdje A - pre-eksponencijalna množitelj koji zavisi samo od prirode reaktanata; E a - energija aktivacije, koja je visina energetske barijere koja razdvaja početne materijale i produkte reakcije (vidi sliku 2.1); R R=8,3144 J/(mol. K). U približnim proračunima, često se uzima R = 8,31 J/(mol. K). - univerzalna plinska konstanta; T T - apsolutna temperatura (u Kelvinovoj skali). Jednačinom je povezana s temperaturom u Celzijusima
T = t o C + 273,15.
U približnim proračunima koristi se relacija
T = t o C + 273. -

Kemijska kinetika i ravnoteža

Cilj rada: proučavanje utjecaja temperature na brzinu reakcije, koncentracije na promjenu kemijske ravnoteže.

Teorijska pozadina:

Brzina hemijske reakcije je količina supstance koja reaguje ili nastaje kao rezultat reakcije po jedinici vremena po jedinici zapremine (za homogene reakcije) ili po jediničnoj površini površine (za heterogene reakcije).

Ako se tokom nekog vremenskog perioda?f = f 2 f 1 koncentracija jedne od supstanci koje učestvuju u reakciji smanji za?C = C2C1, tada je prosječna brzina kemijske reakcije za navedeni vremenski period jednaka

Vrijednost V izražava brzinu hemijskog procesa u određenom vremenskom periodu. Dakle, što je manji?f, to će prosječna brzina biti bliža pravoj.

Brzina hemijske reakcije zavisi od sledećih faktora:

1) prirodu i koncentraciju supstanci koje reaguju;

2) temperatura reakcionog sistema;

3) prisustvo katalizatora;

4) pritisak,

5) veličina međufazne površine i brzina mešanja sistema (za heterogene reakcije);

6) vrsta rastvarača.

Utjecaj koncentracija reagensa. Brzina reakcije je proporcionalna broju sudara molekula supstanci koje reaguju. Broj sudara je, pak, veći što je veća koncentracija svake od polaznih tvari.

Opšta formulacija uticaja koncentracije na brzinu hemijske reakcije je data sa zakon masovne akcije(1867, Guldberg, Waage, Beketov).

Pri konstantnoj temperaturi, brzina hemijske reakcije je proporcionalna proizvodu koncentracija reagujućih supstanci, uzetih u stepenu njihovih izjednačujućih (stehiometrijskih) koeficijenata.

Za reakciju aA + bB = cC V = K[A] a [B] b,

gdje je K koeficijent proporcionalnosti ili konstanta brzine;

Ako je [A] = 1 mol/l, [B] = 1 mol/l, tada je V = K, otuda i fizičko značenje

konstante brzine K: konstanta brzine je jednaka brzini reakcije pri koncentracijama reaktanata jednakim jedinici.

Utjecaj temperature na brzinu reakcije. Kako temperatura raste, učestalost sudara reagujućih molekula se povećava, a samim tim i brzina reakcije.

Kvantitativni efekat temperature na brzinu homogenih reakcija može se izraziti Van't Hoffovim pravilom.

U skladu sa Van't Hoffovim pravilom, kada se temperatura poveća (smanji) za 10 stepeni, brzina hemijske reakcije se povećava (smanjuje) za 2-4 puta:

gdje je V (t 2 ) i V (t 1 ) - brzinu hemijske reakcije na odgovarajućim temperaturama; f(t 2 ) I f(t 1 ) - trajanje hemijske reakcije na odgovarajućim temperaturama; G - Van't Hoffov temperaturni koeficijent, koji može imati numeričku vrijednost u rasponu od 2-4.

Energija aktivacije. Višak energije koji molekuli moraju imati da bi njihov sudar doveo do stvaranja nove tvari naziva se energija aktivacije date reakcije (izražena u kJ/mol). Jedna od metoda aktivacije je povećanje temperature: s povećanjem temperature, broj aktivnih čestica se jako povećava, zbog čega se brzina reakcije naglo povećava.

Ovisnost brzine reakcije od temperature izražava se Arrheniusovom jednačinom:

gdje je K konstanta brzine kemijske reakcije; E a - energija aktivacije;

R - univerzalna plinska konstanta; A - konstanta; exp je baza prirodnih logaritama.

Veličina energije aktivacije može se odrediti ako su poznate dvije vrijednosti konstante brzine K 1 i K 2 na temperaturama T 1 i T 2, prema sljedećoj formuli:

Hemijska ravnoteža.

Sve hemijske reakcije mogu se podijeliti u dvije grupe: nepovratne i reverzibilne. Ireverzibilne reakcije se završavaju - sve dok se jedan od reaktanata potpuno ne potroši, tj. teče samo u jednom smjeru. Reverzibilne reakcije ne idu do kraja. U reverzibilnoj reakciji, nijedan od reaktanata se ne troši u potpunosti. Reverzibilna reakcija može se dogoditi i u smjeru naprijed i unatrag.

Hemijska ravnoteža je stanje sistema u kojem su brzine prednjih i obrnutih reakcija jednake.

Za reverzibilnu reakciju

m A+ n B? str C+ q D

konstanta hemijske ravnoteže je

U reverzibilnim hemijskim reakcijama, ravnoteža se uspostavlja u trenutku kada je odnos proizvoda koncentracija produkata podignutih na stepene jednake stehiometrijskim koeficijentima i proizvoda koncentracija polaznih supstanci, takođe podignutih na odgovarajuće stepene, jednak nekoj konstanti vrijednost koja se naziva konstanta kemijske ravnoteže.

Konstanta hemijske ravnoteže zavisi od prirode reaktanata i temperature. Koncentracije pri kojima se uspostavlja ravnoteža nazivaju se ravnotežom. Promjena vanjskih uvjeta (koncentracija, temperatura, pritisak) uzrokuje promjenu kemijske ravnoteže u sistemu i njegov prijelaz u novo ravnotežno stanje.

Takav prelazak reakcionog sistema iz jednog stanja u drugo naziva se pomeranjem (ili pomeranjem) hemijske ravnoteže.

Smjer pomaka u hemijskoj ravnoteži određen je Le Chatelierovim principom: Ako se na sistem koji je u stanju hemijske ravnoteže primeni bilo kakav spoljni uticaj (promena koncentracije, temperature, pritiska), tada u ovom sistemu spontano nastaju procesi koji teže da oslabe proizvedeni efekat.

Povećanje koncentracije jednog od početnih reagensa pomiče ravnotežu udesno (direktna reakcija se pojačava); Povećanje koncentracije produkta reakcije pomiče ravnotežu ulijevo (obrnuta reakcija se pojačava).

Ako se reakcija odvija povećanjem broja molekula plina (tj. na desnoj strani reakcijske jednačine ukupan broj molekula plina je veći od broja molekula plinovitih tvari na lijevoj strani), tada se povećava u pritisku sprečava reakciju, a smanjenje pritiska pogoduje reakciji.

Kada se temperatura poveća, ravnoteža se pomiče prema endotermnoj reakciji, a kada se temperatura snizi, prema egzotermnoj reakciji.

Katalizator mijenja brzinu i naprijed i nazad reakcije za isti broj puta. Stoga katalizator ne uzrokuje promjenu ravnoteže, već samo skraćuje ili povećava vrijeme potrebno za postizanje ravnoteže.

Eksperiment br. 1. Ovisnost brzine homogene reakcije od koncentracije početnih reagensa.

b Instrumenti, oprema: epruvete, štoperica, rastvori natrijum tiosulfata (III), dil. sumporna kiselina (1M), voda.

b Metodologija: Ova zavisnost se može proučavati na klasičnom primjeru homogene reakcije između natrijum tiosulfata i sumporne kiseline, po jednačini

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

U početku, sumpor formira koloidni rastvor sa vodom (jedva primetno zamućenje). Potrebno je štopericom izmjeriti vrijeme od trenutka cijeđenja do pojave jedva primjetne zamućenosti. Poznavajući vrijeme reakcije (u sekundama), možete odrediti relativnu brzinu reakcije, tj. recipročno vreme:

hemijska homogena kinetika

Za eksperiment treba pripremiti tri suhe, čiste epruvete i numerisati ih. U prvu dodajte 4 kapi rastvora natrijum tiosulfata i 8 kapi vode; u drugom - 8 kapi natrijum tiosulfata i 4 kapi vode; u trećem - 12 kapi natrijum tiosulfata. Protresite epruvete.

Ako molarnu koncentraciju natrijevog tiosulfata u epruveti 1 uvjetno označimo kao “c”, onda će prema tome u epruveti 2 biti 2 s mol, u epruveti 3 - 3 s mol.

Dodajte jednu kap sumporne kiseline u epruvetu 1, a istovremeno uključite štopericu: protresite epruvetu, pazite da li se pojavi mutnoća u epruveti, držeći je u visini očiju. Kada se pojavi i najmanja oblačnost, zaustavite štopericu, zabilježite vrijeme reakcije i zapišite u tabelu.

Izvedite slične eksperimente sa drugom i trećom epruvetom. Eksperimentalne podatke unesite u laboratorijski dnevnik u obliku tabele.

b Zaključak: sa povećanjem koncentracije natrijum tiosulfata, brzina ove reakcije se povećava. Grafikon zavisnosti je prava linija koja prolazi kroz ishodište.

Iskustvo br. 2. Proučavanje zavisnosti brzine homogene reakcije od temperature.

b Instrumenti i oprema: epruvete, štoperica, termometar, rastvori natrijum tiosulfata (III), sumporna kiselina (1M)

b Metodologija:

Pripremite tri čiste, suhe epruvete i numerirajte ih. Dodajte 10 kapi rastvora natrijum tiosulfata u svaku od njih. Stavite epruvetu br. 1 u čašu vode sobne temperature i nakon 1...2 minuta zabilježite temperaturu. Zatim u epruvetu dodajte jednu kap sumporne kiseline, istovremeno uključite štopericu i zaustavite je kada se pojavi slaba, jedva primjetna zamućenost. Zabilježite vrijeme u sekundama od trenutka dodavanja kiseline u epruvetu do pojave zamućenja. Zapišite rezultat u tabelu.

Zatim povećajte temperaturu vode u čaši za tačno 10 0 ili zagrijavanjem na vrućoj ploči ili miješanjem sa vrućom vodom. U ovu vodu staviti epruvetu br.2, držati nekoliko minuta i dodati jednu kap sumporne kiseline, istovremeno uključivši štopericu, protresti epruvetu sa sadržajem u čaši vode dok se ne pojavi zamućenje. Ako se pojavi jedva primjetna oblačnost, isključite štopericu i unesite očitanja štoperice u tabelu. Izvedite sličan eksperiment sa trećom epruvetom. Prvo povećajte temperaturu u čaši za još 10 0, u nju stavite epruvetu br. 3, držite nekoliko minuta i dodajte jednu kap sumporne kiseline, pritom uključite štopericu i protresite epruvetu.

Rezultate eksperimenata izraziti u graf, iscrtati brzinu na osi ordinate i temperaturu na osi apscise.

Odrediti temperaturni koeficijent reakcije g

b Zaključak: tokom eksperimenta izračunat je prosječni temperaturni koeficijent koji se pokazao jednakim 1,55. U idealnom slučaju jeste

2-4. Odstupanje od idealnog može se objasniti greškom u mjerenju vremena zamućenja otopine. Grafikon zavisnosti brzine reakcije u odnosu na temperaturu ima oblik grane parabole koja ne prolazi kroz 0. Sa povećanjem temperature, brzina reakcije raste

Eksperiment br. 3 Uticaj koncentracije reaktanata na hemijsku ravnotežu.

b Instrumenti i oprema: epruvete, kalijum hlorid (kristal), rastvori gvožđe (III) hlorida, kalijum tiocijanat (zasićeni), destilovana voda, cilindar

b Metodologija:

Klasičan primjer reverzibilne reakcije je interakcija između željeznog klorida i kalijevog tiocijanata:

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

Crveni

Nastali željezni tiocijanat ima crvenu boju, čiji intenzitet ovisi o koncentraciji. Promjenom boje otopine može se suditi o pomaku u kemijskoj ravnoteži ovisno o povećanju ili smanjenju sadržaja željeznog tiocijanata u reakcijskoj smjesi. Napravite jednačinu za konstantu ravnoteže ovog procesa.

Sipajte 20 ml destilovane vode u mernu čašu ili cilindar i dodajte jednu kap zasićenog rastvora gvožđe (III) hlorida i jednu kap zasićenog rastvora kalijum tiocijanata . Dobivenu obojenu otopinu ravnomjerno sipajte u četiri epruvete. Označite epruvete.

U prvu epruvetu dodati jednu kap zasićenog rastvora gvožđe (III) hlorida, a u drugu epruvetu jednu kap zasićenog rastvora kalijum tiocijanata. Dodajte kristalni kalijum hlorid u treću epruvetu i snažno protresite. Četvrta epruveta je za poređenje.

Na osnovu Le Chatelierovog principa, objasnite šta uzrokuje promjenu boje u svakom pojedinačnom slučaju.

Rezultate eksperimenta upišite u tabelu u obrazac

U prvom i drugom slučaju smo povećali koncentraciju polaznih supstanci, pa se dobija intenzivnija boja. Štoviše, u drugom slučaju boja je tamnija, jer se koncentracija KSCN mijenja kubnom brzinom. U trećem eksperimentu smo povećali koncentraciju konačne supstance, pa je boja otopine postala svjetlija.

Zaključak: sa povećanjem koncentracije polaznih supstanci, ravnoteža se pomiče u pravcu stvaranja produkta reakcije. Kako se koncentracija produkata povećava, ravnoteža se pomiče prema stvaranju početnih supstanci.

Opšti zaključci: tokom eksperimenata eksperimentalno smo utvrdili zavisnost brzine reakcije od koncentracije polaznih supstanci (što je veća koncentracija, to je veća brzina reakcije); zavisnost brzine reakcije od temperature (što je temperatura veća, to je veća brzina reakcije); kako koncentracija reagujućih supstanci utiče na hemijsku ravnotežu (sa povećanjem koncentracije polaznih supstanci, hemijska ravnoteža se pomera ka stvaranju proizvoda; sa povećanjem koncentracije proizvoda, hemijska ravnoteža se pomera ka stvaranju polaznih supstanci )

Hemijska kinetika

Hemijska ravnoteža

Hemijska kinetika je grana hemije koja proučava brzinu hemijske reakcije i faktore koji na nju utiču.

Osnovna izvodljivost procesa se procjenjuje po vrijednosti promjene Gibbsove energije sistema. Međutim, ne govori ništa o stvarnoj mogućnosti reakcije u datim uslovima, niti daje ideju o brzini i mehanizmu procesa.

Proučavanje brzina reakcija omogućava da se razjasni mehanizam složenih hemijskih transformacija. Ovo stvara perspektivu za kontrolu hemijskog procesa i omogućava matematičko modeliranje procesa.

Reakcije mogu biti:

1. homogena– javljaju se u jednom mediju (u gasnoj fazi); proći u cijelosti;

2. heterogena– ne nastaju u istom okruženju (između supstanci u različitim fazama); proći na interfejsu.

Ispod brzina hemijske reakcije razumjeti broj elementarnih reakcijskih događaja koji se dešavaju u jedinici vremena po jedinici volumena (za homogene reakcije) i po jedinici površine (za heterogene reakcije).

Budući da se koncentracija reaktanata mijenja tijekom reakcije, brzina se obično definira kao promjena koncentracije reaktanata u jedinici vremena i izražava se u . U ovom slučaju nema potrebe pratiti promjene koncentracije svih supstanci uključenih u reakciju, jer stehiometrijski koeficijent u jednadžbi reakcije uspostavlja odnos između koncentracija, tj. at brzina akumulacije amonijaka je dvostruko veća od potrošnje vodonika.

...jer ne može biti negativan, pa stavljaju “–”.

Brzina u vremenskom intervalu – prava trenutna brzina– 1. izvod koncentracije u odnosu na vrijeme.

Brzina hemijskih reakcija zavisi :

1. od prirode supstanci koje reaguju;

2. o koncentraciji reagensa;

3. od katalizatora;

4. o temperaturi;

5. o stepenu mljevenja čvrste tvari (heterogene reakcije);

6. iz okoline (rješenja);

7. o obliku reaktora (lančane reakcije);

8. od rasvjete (fotohemijske reakcije).

Osnovni zakon hemijske kinetike je zakon masovne akcije: brzina kemijske reakcije je proporcionalna proizvodu koncentracija reaktanata u reakciji

gdje je konstanta brzine hemijske reakcije

Fizičko značenje na .

Ako reakcija ne uključuje 2 čestice, već više, tada: ~ u snagama jednakim stehiometrijskim koeficijentima, tj.: , Gdje

– indikator redosleda reakcije u celini (reakcije prvog, drugog, trećeg... reda).

Određuje broj čestica koje učestvuju u ovom reakcijskom događaju molekularnost reakcije :

monomolekularni ()

bimolekularni ( )

Trimolekularni.

Nema ih više od 3, jer... sudar više od 3 čestice odjednom je malo verovatan.

Kada se reakcija odvija u nekoliko faza, onda je ukupna reakcija = najsporija faza (ograničavajuća faza).

Ovisnost brzine reakcije o temperaturi utvrđuje se empirijski van't Hoffovo pravilo: s porastom temperature za , brzina kemijske reakcije se povećava 2-4 puta: .

gdje je temperaturni koeficijent brzine hemijske reakcije.

Nije svaki sudar molekula praćen njihovom interakcijom. Većina molekula se odbija poput elastičnih kuglica. I samo aktivni stupaju u interakciju jedni s drugima tokom sudara. Aktivni molekuli imaju nešto viška energije u odnosu na neaktivne molekule, pa su u aktivnim molekulima veze između njih oslabljene.

Energija za prijenos molekula u aktivno stanje je energija aktivacije. Što je manji, što više čestica reaguje, veća je brzina hemijske reakcije.

Vrijednost zavisi od prirode supstanci koje reaguju. To je manje od disocijacije - najmanje jake veze u reagensima.

Promjena tokom reakcije:

Oslobođen (egzotermno)

Kako temperatura raste, broj aktivnih molekula raste i samim tim raste.

Konstanta hemijske reakcije je povezana sa

gdje je predeksponencijalni faktor (vezan za vjerovatnoću i broj sudara).

U zavisnosti od prirode reagujućih supstanci i uslova njihove interakcije, atomi, molekuli, radikali ili ioni mogu učestvovati u elementarnim radnjama reakcija.

Slobodni radikali su izuzetno reaktivni; postoji vrlo malo aktivnih radikalnih reakcija ().

Do stvaranja slobodnih radikala može doći pri razgradnji tvari na temperaturi, osvjetljenju, pod utjecajem nuklearnog zračenja, pri električnom pražnjenju i jakim mehaničkim utjecajima.

Mnoge reakcije se javljaju kroz lančani mehanizam. Posebnost lančanih reakcija je da jedan primarni čin aktivacije dovodi do transformacije ogromnog broja molekula polaznih supstanci.

Na primjer: .

Na uobičajenim temperaturama i difuznom osvjetljenju, reakcija se odvija izuzetno sporo. Kada se mešavina gasova zagreje ili izloži svetlosti bogatoj UV zracima (direktna sunčeva svetlost, svetlost vatre), smeša eksplodira.

Ova reakcija se odvija kroz odvojene elementarne procese. Prije svega, zbog apsorpcije kvanta energije iz UV zraka (ili temperature), molekul se disocira na slobodne radikale - atome: , zatim , pa itd.

Naravno, moguće je da se slobodni radikali međusobno sudaraju, što dovodi do pucanja lanca: .

Osim temperature, svjetlost ima značajan utjecaj na reaktivnost tvari. Uticaj svjetlosti (vidljive, UV) na reakcije proučava grana hemije - fotohemija.

Fotohemijski procesi su veoma raznoliki. Tokom fotohemijskog djelovanja, molekuli reagujućih supstanci, apsorbirajući kvante svjetlosti, postaju pobuđeni, tj. postaju reaktivni ili se raspadaju na ione i slobodne radikale. Fotografija se zasniva na fotohemijskim procesima – uticaju svetlosti na fotoosetljive materijale (fotosinteza).

Jedna od najčešćih metoda ubrzavanja hemijskih reakcija u hemijskoj praksi je kataliza . Katalizatori– supstance koje menjaju hemijsku reakciju usled učešća u međuhemijskoj interakciji sa komponentama reakcije, ali obnavljaju svoj hemijski sastav nakon svakog ciklusa međuintermedijarne interakcije.

Povećanje katalitičke reakcije povezano je sa manjim brojem novih reakcionih puteva. Jer u izrazu za je negativan eksponent, tada čak i malo smanjenje uzrokuje vrlo veliko povećanje kemijske reakcije.

Postoji 2 vrste katalizatora :

homokatalizatori;

heterokatalizatori.

biološki katalizatori - enzimi .

Inhibitori– supstance koje usporavaju hemijske reakcije.

Promoteri– tvari koje pojačavaju djelovanje katalizatora.

Reakcije koje se odvijaju samo u jednom smjeru i idu do kraja - nepovratan(formiranje taloga, evolucija gasa). Malo ih je.

Većina reakcija - reverzibilan : .

Prema zakonu masovne akcije: – hemijska ravnoteža .

Stanje sistema u kojem je reakcija naprijed = reverzna reakcija se naziva hemijska ravnoteža .

.

Sa povećanjem temperature, : za endotermnu reakciju raste, za egzotermnu opada i ostaje konstantna.

Utvrđuje se uticaj različitih faktora na položaj hemijske ravnoteže La Chatelierov princip: ako se izvrši bilo kakav uticaj na sistem koji je u ravnoteži, tada se intenziviraju procesi u sistemu koji nastoje da smanje ovaj uticaj.