Цел:

решавање на експериментални проблеми поврзани со определување на зависноста на брзината на хемиската реакција од концентрацијата на реактантите, температурата, присуството на катализатор и пресметување на условите на хемиска рамнотежа во системи со реверзибилни хемиски реакции.

Теоретски прашања

1. Брзина на хомо- и хетерогени реакции.

2. Закон за дејство на масата за брзина во хомоген систем.

3. Константна стапка. Неговото физичко значење.

4. Зависност на брзината на реакцијата од температурата. Правилото на Ван'т Хоф.

5. Концептот на катализа.

6. Реверзибилни и неповратни хемиски реакции.

7. Хемиска рамнотежа. Константа на рамнотежа. Неговото физичко значење.

8. Поместување на хемиската рамнотежа. Принципот на Ле Шателје.

Хемиска кинетикаго проучува текот на хемиските процеси низ времето.

Брзина на хемиска реакција n -е количината на супстанцијата Dn која реагира или се формира во реакција по единица време Dt во единица волумен на просторот за реакција n

Хомогена реакција - се јавува низ целиот волумен, реактантите и реакционите продукти се во иста фаза.

Количина на супстанција по единица волумен Dn/V – ова е моларната концентрација на С.

Потоа просечна брзина на хомогена реакција:

Единица за мерење на брзината на хомогена реакција е mol l -1 s -1.

Хетерогена реакција - реакција се јавува на граница на фаза, реактантите и (или) реакционите производи се во различни фази.

За хетерогена реакција, брзината зависи од површината на контактот на реагенсите - областа на фазниот интерфејс S.

Просечна стапка на хетерогена реакција

Мерната единица за брзината на хетерогена реакција е mol m -2 s -1.

Брзина на моментална реакција– промена на концентрацијата во одреден момент, т.е. во бесконечно мал временски период dt

Брзината на хемиската реакција е секогаш позитивна. Знакот плус „+“ или „–“ означува дали промената на количината на супстанцијата Δn е позитивна или негативна, односно супстанција се формира или се консумира за време на реакцијата.

Брзината на реакција зависи од природата на реактантите, нивната концентрација, температура и присуството на катализатор.

Закон за масовна акција: Брзината на хомогена реакција е пропорционална на производот од моларните концентрации на реактантите, земени во моќности еднакви на стехиометриските коефициенти.

aA + bB → cC + dD v= k[A] a [B] во, каде k е константа на брзина.

Стапката се зголемува во поголема мера со зголемување на концентрацијата на супстанцијата чијшто стехиометриски коефициент во равенката на реакцијата е поголем.

Брзината на реакција се зголемува со зголемување на температурата бидејќи брзината на молекулите се зголемува и, според тоа, се зголемува бројот на активни судири што доведуваат до интеракција. Зависноста на брзината на реакција од температурата е изразена со правилото Ван'т Хоф: v 2 = v 1 ∙γ (t 2 - t 1)/10, каде

v 1 – брзина на реакција при почетна температура t 1 ;

v 2 – брзина на реакција на температура t 2

γ – температурен коефициент, неговата вредност е 2 ÷ 4.

Брзината на реакцијата се зголемува со катализа– апликација катализатор- супстанца која ја забрзува реакцијата, но не е во интеракција. Катализаторот не ја поместува хемиската рамнотежа, туку доведува до негово побрзо постигнување, подеднакво забрзувајќи ги реакциите напред и назад. Количината на катализаторот е многу помала од реагенсите. Постојат хомогена катализа (катализаторските супстанции се во иста фаза) и хетерогени (во различни фази).

Реверзибилни реакции– хемиски реакции кои се случуваат истовремено во напред (®) и обратна () насока.

Хемиска рамнотежа– состојбата на системот во кој брзините на напредните и обратните реакции се еднакви, концентрациите на реагенсите и производите на реакцијата се константни.

Константа на рамнотежа– е еднаков на односот на производот од рамнотежните концентрации на реакционите производи со производот од рамнотежните концентрации на реактантите до моќта на стехиометриските коефициенти во равенката и покажува колку пати брзината на напредната реакција е поголема отколку брзината на обратната реакција.

aA + bB « сС + dD,

или за гасови , Каде Р- парцијален притисок.

Константата на рамнотежа зависи од температурата, природата на реактантите и не зависи од нивната концентрација. При K c >>1 реакцијата дава висок принос на реакционите продукти, при K c<<1 выход продуктов мал, преобладают исходные реагенты.

Промената на барем еден од параметрите на системот доведува до нерамнотежа, промена на концентрациите и воспоставување нова рамнотежа со други рамнотежни вредности, т.е. промена на рамнотежата.

Правилото на Ле Шателје: ако се изврши надворешно влијание врз систем кој е во рамнотежа, тогаш рамнотежата на системот ќе се префрли кон реакцијата што го ослабува ова влијание.

Во експериментите 1 и 2ќе ја проучуваме зависноста на брзината на разградување на натриум тиосулфат со различни концентрации и од температурата под влијание на киселина H 2 SO 4 во хомогена фаза на реакцијата

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

Кога Na 2 S 2 O 3 и H 2 SO 4 стапуваат во интеракција, веднаш се формира нестабилна тиосулфурна киселина H 2 S 2 O 3, која во моментот на производство спонтано се распаѓа и формира сулфур диоксид SO 2 и слободен сулфур S.

Брзината на целиот процес е одредена од брзината на оваа најбавна фаза: H 2 S 2 O 3 → H 2 SO 3 + S

Добиениот сулфур е слабо растворлив во вода, така што процесот може да се подели во две фази:

хомогена - сулфур е во раствор, концентрацијата на сулфур е помала од заситена и

хетероген - сулфур талог, заситената концентрација е надмината.

Во моментот кога ќе се достигне заситената концентрација на сулфур (критичната точка на мешање), во растворот се појавува опалесценција - нагло зголемување на расејувањето на светлината (проѕирниот раствор почнува да се заматува).

Хомогена брзина на реакција v=C m /Δτ, каде

Δτ – време на реакција од додавање на 1 капка H 2 SO 4 додека не се појави опалесценција.

C m – моларна концентрација на Na 2 S 2 O 3.

Во експериментот 3ќе го проучуваме ефектот на катализаторот - бакар сулфат CuSO 4 - врз брзината на редукција на железо(III) тиоцијанат Fe(SCN) 3 до железо(II) тиосулфат Fe(SCN) 2 под дејство на натриум тиосулфат 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

Од сите супстанции кои учествуваат во оваа реакција, обоен е само Fe(SCN) 3. Во растворот е обоен крваво црвено. Исчезнувањето на бојата на растворот укажува на крајот на реакцијата.

Добиваме железен тиоцијанат непосредно пред реакцискиот експеримент

Во експериментот 4ќе го проучуваме поместувањето на хемиската рамнотежа со промена на концентрацијата користејќи го примерот на реверзибилна реакција:

FeCl 3 + 3KSCN → Fe(SCN) 3 + 3KCl

Промената на концентрацијата на железо (III) тиоцијанат Fe (SCN) 3, која има црвена боја, доведува до промена на интензитетот на бојата на масата на реакцијата и овозможува да се процени во која насока се менува рамнотежата.

Практична задача:

1. Напиши израз за брзината на реакцијата за реакциите:

2NO(g) + Cl 2 (g) → 2NOCl(g)

CaCO 3 (k) → CaO (k) + CO 2 (g)

2. Како ќе се промени брзината на реакцијата 2NO(g) + O 2 (g) → 2NO 2 (g)?

ако волуменот на реакциониот сад го намалиме за 5 пати?

3. Определете ги почетните концентрации на хлор и водород ако рамнотежата во системот H 2 (g) + Cl 2 (g) → 2HCl (g) е воспоставена на = 0,025 mol/l, = 0,09 mol/l.

Како зголемувањето на притисокот и температурата влијаат на рамнотежата на реакциите?

2 H 2 (g) + O 2 (g) → 2H 2 O (g), Q>0

C(k) + CO 2 (g) → 2CO (g), Q<0

4. Како намалувањето на температурата ќе влијае на состојбата на хемиската рамнотежа во системот (да не се нарушува; дали ќе се помести налево или надесно)?: 2NO+O 2 →2NO 2, ∆H<0.

5. Дали рамнотежата ќе се помести со зголемување на притисокот и во која насока (кон директна или обратна реакција) во системот: 4Fe(k)+3O 2 (g)→2Fe 2 O 3 (k).

Хемиска кинетикае гранка на хемијата која ги проучува стапките на хемиските реакции. Хемиските реакции може да се случат со различни брзини (од мали делови од секунда до децении и подолги временски интервали). Кога се разгледува прашањето за брзината на реакцијата, неопходно е да се направи разлика помеѓу хомогени и хетерогени реакции. Хомогени системисе состои од една фаза (на пример, која било гасна мешавина), и хетерогени– од неколку фази (на пример, вода со мраз). Фазае дел од системот одделен од неговите други делови со интерфејс, за време на транзицијата низ која се случува нагло менување на својствата.

Хомогена брзина на реакцијае количината на супстанција која реагира или се формира за време на реакција по единица време во единица волумен на системот. Брзина на хетерогена реакцијае количината на супстанција што реагира или се формира за време на реакцијата по единица време по единица површина на фазата (или маса, волумен на цврстата фаза, кога е тешко да се одреди големината на површината на цврстото тело):

v хомог = ; v хетерог = . Оние. брзина на хомогена реакцијаможе да се дефинира како промена на концентрацијата на која било од супстанциите што реагираат или се формираат за време на реакцијата, што се случува по единица време.

Повеќето хемиски реакции се реверзибилни, односно можат да се појават и во напред и во обратна насока. Да разгледаме реверзибилна реакција:

Стапки на напредни и обратни реакциисе поврзани со концентрациите на реагенсите со следните равенки:

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

Со текот на времето, брзината на напредната реакција ќе се намали поради потрошувачката на реагенси АИ ВОи намалување на нивните концентрации. Напротив, брзината на обратна реакција како што се акумулираат производите СОИ Дќе се зголеми. Затоа, по одреден временски период, стапките на напредните и обратните реакции ќе станат еднакви една со друга. Ќе се воспостави состојба на системот во која нема текови на материја и енергија, наречена хемиска рамнотежа. Сите реверзибилни процеси не продолжуваат целосно, туку само до состојба на рамнотежа, во која, од состојбата v x.r. pr = v x.r. arr.следи:

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

Каде К- константа на хемиска рамнотежа, која зависи од температурата и природата на реагенсите, но не зависи од концентрацијата на вторите. Ова е математички израз на законот за масовно дејство, кој овозможува да се пресмета составот на рамнотежна реакциона смеса.

Најважните фактори кои влијаат на брзината на реакцијата се:

1. Природата на супстанциите што реагираат;

2. Концентрации на супстанции кои реагираат;

3. Температурен фактор;

4. Достапност на катализатори.

Во некои случаи, брзината на хетерогени реакции зависи и од интензитетот на движење на течност или гас во близина на површината на која се јавува реакцијата.

1) Влијанието на концентрацијата на реактантите.Да ја прикажеме равенката на хемиската реакција во општ облик: aA+bB+…=, потоа v ch.r. =k[A] a [B] b во суштина е математичка нотација закон за масовна акција, откриен експериментално од K. Guldberg и P. Waage во 1864-1867 година. Според овој закон, на константна температура v, ch.r. е пропорционална на производот од концентрациите на супстанциите што реагираат, и секоја концентрација е вклучена во производот до степен еднаков на коефициентот што се појавува пред формулата на дадена супстанција во равенка за реакција.Вредноста на константата на брзината на реакцијата (k) зависи од природата на реактантите, температурата и присуството на катализатори, но не зависи од концентрацијата на супстанциите.

2) Зависност v x.r. на температурата и на природата на супстанциите што реагираат.Енергија за активирање E a (во kJ/mol) е вишокот на енергија што мора да го имаат молекулите за нивниот судир да доведе до формирање на нова супстанција. Е и различни реакции се различни. Овој фактор влијае на природата на супстанциите што реагираат на v ch.r. . Ако Е а<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 (т.е. многу значајна), тогаш брзината на таквата реакција е незначителна (на пример, реакцијата на синтеза на амонијак N 2 + 3H 2 = 2NH 3 - брзината на оваа реакција при обичен T поради високите вредности на E a е толку мал што може да се забележи дека истекувањето е речиси невозможно).

Во 1889 година, познатиот шведски хемичар Арениус извел од експериментални податоци равенка која ја поврзува константата на брзината со температурата и енергијата на активирање. Подоцна, оваа равенка доби теоретска оправданост. Според Арениус, константата на брзината е експоненцијално зависна од температурата: k=k макс ×exp(-E a /RT), каде што R е универзална гасна константа еднаква на 8,31 J/mol×K; k max е предекспоненцијален фактор што значи максимална можна вредност на константата на брзината при нулта енергија на активирање или бесконечно висока температура, кога сите судири на молекулите на реактантот стануваат активни. Равенката Арениус често се користи во логаритамска форма: lnk=lnk max -E a /RT.

Зголемување на v h.r. со зголемување на температурата обично се карактеризира температурен коефициент на брзина на реакција– вредност која покажува колку пати се зголемува брзината на разгледуваната реакција кога температурата на системот се зголемува за 10 степени. Температурниот коефициент (g) е различен за различни реакции. При обични температури, неговата вредност за повеќето реакции лежи во опсег од 2 до 4 (т.е. г. час = 2-4 пати).

Катализаторисе супстанции кои не се трошат во реакцијата, туку влијаат на нејзината брзина. Феноменот на промена на брзината на реакцијата под влијание на катализаторите се нарекува катализа, и самите овие реакции се каталитички. Дејството на катализаторот се должи на намалување на границата на активирање на хемиската интеракција, т.е. намалување на енергијата за активирање. Под влијание на катализаторите, реакциите може да се забрзаат милиони или повеќе пати. Покрај тоа, некои реакции воопшто не се случуваат без катализатори. Катализаторите се широко користени во индустријата.

Разликувајте хомогенаИ хетерогена катализа. На хомогена катализакатализаторот и реагенсите формираат една фаза (гас или раствор), а кога хетерогена катализа– катализаторот е во системот како независна фаза. Пример за хомогена катализа е распаѓањето на водород пероксид во вода и кислород во присуство на катализатори Cr 2 O 7 2-, WO 4 2-, итн. Пример за хетерогена катализа е оксидацијата на сулфур диоксид во триоксид со помош на контакт метод за производство на сулфурна киселина од отпадни гасови од металуршко производство: SO 2 +0.5O 2 +H 2 O=(kt)=H 2 SO 4.

Пребарување на страницата:

2ХЕМИСКА КИНЕТИКА И ХЕМИСКА РАМНОТЕЖА

2.1 КИНЕТИКА НА ХЕМИСКИТЕ РЕАКЦИИ

Хемиските реакции се случуваат со различни стапки. Некои од нив се комплетираат во мали делови од секундата (експлозија), други се изведуваат во минути, часови, денови и долги временски периоди. Покрај тоа, истата реакција може да продолжи брзо под некои услови (на пример, при покачени температури), а полека под други (на пример, при ладење). Покрај тоа, разликата во брзината на истата реакција може да биде многу голема.

Кога се разгледува прашањето за брзината на реакцијата, неопходно е да се направи разлика помеѓу хомогени и хетерогени реакции. Тесно поврзан со овие концепти е концептот на фаза.

Фаза е дел од системот одделен од неговите други делови со интерфејс, за време на транзицијата низ која својствата нагло се менуваат.

Во обемот на фазата се јавува хомогена реакција [пример - интеракција на водород и кислород со формирање на водена пареа: H 2 (g) + O 2 (g) → H 2 O(g)], и ако реакцијата е хетерогена, тогаш таа се јавува на фазниот интерфејс [на пример, согорување на јаглерод: C(s) + O2 (g) → CO 2 (g)].

Брзината на хомогена реакција е количината на супстанција што реагира или се формира за време на реакцијата по единица време по единица волумен на фазата:

Каде n- количина на супстанција, мол; В- фазен волумен, l;τ - време; СО- концентрација, mol/l.

Брзината на хетерогена реакција е количината на супстанција што реагира или се формира за време на реакцијата по единица време по единица површина на фазата:

Каде С- област на фазниот интерфејс.

Најважните фактори кои влијаат на брзината на хомогена реакција се следните: природата на реактантите, нивните концентрации, температура и присуството на катализатори.

Зависност на брзината на реакцијата од концентрациите на реактантите. Реакцијата помеѓу молекулите се јавува кога тие се судираат. Затоа, брзината на реакцијата е пропорционална на бројот на судири што ги претрпуваат молекулите на супстанциите што реагираат. Колку е поголема концентрацијата на секоја од почетните супстанции, толку е поголем бројот на судири. На пример, брзината на реакција A + B→ Пропорционално на производот од концентрациите А и Б:

v = к · [A] · [Б],

Каде к- коефициент на пропорционалност, наречен константа на брзината на реакцијата. Смислена вредност кеднаква на брзината на реакцијата за случајот кога концентрациите на реактантите се 1 mol/l.

Овој сооднос изразува закон за масовна акција Овој закон се нарекува и закон постоечки wt. : При константна температура, брзината на хемиската реакција е директно пропорционална на производот од концентрациите на реактантите.

Многу поретко, реакцијата се јавува како резултат на истовремен судир на три честички кои реагираат. На пример, реакција

2А+Б → А 2 Б

може да продолжи преку троен судир:

А+ А + Б→ А 2 Б

Потоа, во согласност со законот за масовно дејство, концентрацијата на секоја од супстанциите што реагираат е вклучена во изразот на брзината на реакцијата до степен еднаков на коефициентот во равенката на реакцијата:

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

Збирот на експоненти во равенката на законот за масовно дејство се нарекува редослед на реакција. На пример, во вториот случај, реакцијата е од трет ред (втор - во однос на супстанцијата А и прва - во однос на супстанцијата Б.

Зависност на брзината на реакција од температурата. Ако ги искористиме резултатите од броењето на бројот на судири меѓу молекулите, бројот на судири ќе биде толку голем што сите реакции мора да се случат веднаш. Оваа контрадикција може да се објасни со фактот дека само молекули со одредена енергија влегуваат во реакцијата.

Вишокот енергија што мора да го имаат молекулите за нивниот судир да доведе до формирање на нова супстанција се нарекува енергија за активирање (види слика 2.1).

Слика 2.1 - Енергетски дијаграм за реакција на формирање на производот AB од почетните супстанции A и B. Ако енергијата на судир на молекулите A и B е поголема или еднаква на енергии за активирање Е а , тогаш енергетската бариера е надмината и се случува движење по координатата на реакцијата род почетни материјали до производ. Во спротивно, се случува еластичен судир на молекулите А и Б. Врвот на енергетската бариера одговара на преодната состојба (активиран комплекс), во која делумно се формира АБ врската.

Како што се зголемува температурата, бројот на активни молекули се зголемува Температурата е мерка за просечната кинетичка енергија на молекулите, така што зголемувањето на температурата доведува до зголемување на просечната брзина на нивното движење.. Затоа, брзината на хемиската реакција треба да се зголемува со зголемување на температурата. Зголемувањето на брзината на реакција при загревање обично се карактеризира како температурен коефициент на брзина на реакција (γ ) - број кој покажува колку пати се зголемува брзината на дадена реакција кога температурата се зголемува за 10 степени.Математички, оваа зависност е изразена правило Вант Хоф :

,

Каде v 1 - брзина на температура т 1 ; v 2 - брзина на температура т 2. За повеќето реакции температурниот коефициентγ лежи во опсег од 2 до 4.

Построго, се изразува зависноста на брзината на реакцијата (или подобро, константата на брзината) од температурата Арениус равенка :

,

Каде А - предекспоненцијалнамултипликатор кој зависи само од природата на реактантите; Е а - енергија на активирање, која е висината на енергетската бариера што ги одвојува почетните материјали и производите на реакцијата (види слика 2.1); Р R=8,3144 J/(mol. K). При приближни пресметки често се зема R = 8,31 J/(mol. K). - универзална гасна константа; Т Т - апсолутна температура (во Келвинова скала). Тоа е поврзано со температурата во Целзиусови со равенката
T = t o C + 273,15.
При приближни пресметки се користи релацијата
T = t o C + 273. -

Хемиска кинетика и рамнотежа

Цел на работата: проучување на влијанието на температурата врз брзината на реакцијата, концентрацијата на поместувањето на хемиската рамнотежа.

Теоретска основа:

Брзина на хемиска реакцијае количината на супстанција што реагира или се формира како резултат на реакција по единица време по единица волумен (за хомогени реакции) или по единица меѓуврска (за хетерогени реакции).

Ако во одреден временски период?f = f 2 f 1 концентрацијата на една од супстанциите кои учествуваат во реакцијата се намали за?C = C2C1, тогаш просечната брзина на хемиската реакција за наведениот временски период е еднаква на

Вредноста V ја изразува брзината на хемиски процес во одреден временски период. Според тоа, колку е помала?f, толку просечната брзина ќе биде поблиску до вистинската.

Брзината на хемиската реакција зависи од следниве фактори:

1) природата и концентрацијата на супстанциите што реагираат;

2) температура на системот за реакција;

3) присуство на катализатор;

4) притисок,

5) големината на фазниот интерфејс и брзината на мешање на системот (за хетерогени реакции);

6) тип на растворувач.

Ефект на концентрациите на реагенсот. Брзината на реакцијата е пропорционална на бројот на судири на молекулите на супстанциите што реагираат. Бројот на судири, пак, е поголем, толку е поголема концентрацијата на секоја од почетните супстанции.

Општа формулација за ефектот на концентрацијата врз брзината на хемиската реакција е дадена со закон за масовна акција(1867, Гулдберг, Вааге, Бекетов).

При константна температура, брзината на хемиската реакција е пропорционална на производот од концентрациите на супстанциите што реагираат, земени во моќност на нивните изедначувачки (стехиометриски) коефициенти.

За реакцијата aA + bB = cC V = K[A] a [B] b,

каде K е коефициент на пропорционалност или константа на брзина;

Ако [A] = 1 mol/l, [B] = 1 mol/l, тогаш V = K, па оттука и физичкото значење

константи на брзина K: константата на брзината е еднаква на брзината на реакција при концентрации на реактантите еднакви на единство.

Ефектот на температурата врз брзината на реакцијата. Како што се зголемува температурата, се зголемува фреквенцијата на судири на молекулите кои реагираат и затоа се зголемува брзината на реакцијата.

Квантитативниот ефект на температурата врз брзината на хомогени реакции може да се изрази со правилото на Ван'т Хоф.

Во согласност со правилото на Ван'т Хоф, кога температурата се зголемува (се намалува) за 10 степени, брзината на хемиската реакција се зголемува (се намалува) за 2-4 пати:

каде В (т 2 ) и В (т 1 ) - брзината на хемиската реакција при соодветни температури; f(t 2 ) И f(t 1 ) - времетраење на хемиската реакција на соодветни температури; Г - Ван'т Хоф температурен коефициент, кој може да земе нумеричка вредност во опсег од 2-4.

Енергија за активирање. Вишокот на енергија што мора да го имаат молекулите за нивниот судир да доведе до формирање на нова супстанција се нарекува енергија на активирање на дадена реакција (изразена во kJ/mol). Еден од методите на активирање е да се зголеми температурата: со зголемување на температурата, бројот на активни честички значително се зголемува, поради што брзината на реакција нагло се зголемува.

Зависноста на брзината на реакцијата од температурата е изразена со равенката Арениус:

каде K е константа на брзината на хемиската реакција; Е а - енергија за активирање;

R - универзална гасна константа; А - константа; exp е основа на природните логаритми.

Големината на енергијата за активирање може да се одреди ако се познати две вредности на константата на брзината K 1 и K 2 на температурите T 1 и T 2, соодветно, според следната формула:

Хемиска рамнотежа.

Сите хемиски реакции можат да се поделат во две групи: неповратни и реверзибилни. Неповратните реакции продолжуваат до завршување - додека еден од реактантите целосно не се потроши, т.е. тече само во една насока. Реверзибилните реакции не завршуваат. Во реверзибилна реакција, ниту еден од реактантите не се троши целосно. Реверзибилна реакција може да се случи и во напред и во обратна насока.

Хемиската рамнотежа е состојба на систем во кој брзината на напредните и обратните реакции се еднакви.

За реверзибилна реакција

мА+ nБ? стр C+ qД

константата на хемиската рамнотежа е

Во реверзибилните хемиски реакции, рамнотежата се воспоставува во моментот кога односот на производот на концентрациите на производите подигнат до моќности еднакви на стехиометриските коефициенти до производот на концентрациите на почетните супстанции, исто така зголемени до соодветните сили, е еднаков на некоја константа вредност наречена константа на хемиска рамнотежа.

Константата на хемиската рамнотежа зависи од природата на реактантите и од температурата. Концентрациите во кои се воспоставува рамнотежа се нарекуваат рамнотежа. Промената на надворешните услови (концентрација, температура, притисок) предизвикува поместување на хемиската рамнотежа во системот и нејзина транзиција во нова рамнотежна состојба.

Таквата транзиција на реакциониот систем од една во друга состојба се нарекува поместување (или поместување) на хемиската рамнотежа.

Насоката на поместувањето на хемиската рамнотежа се одредува според принципот на Ле Шателје: Ако се примени какво било надворешно влијание на систем кој е во состојба на хемиска рамнотежа (промена на концентрацијата, температурата, притисокот), тогаш во овој систем спонтано се јавуваат процеси кои имаат тенденција да го ослабат произведениот ефект.

Зголемувањето на концентрацијата на еден од почетните реагенси ја поместува рамнотежата надесно (директната реакција е засилена); Зголемувањето на концентрацијата на реакционите продукти ја поместува рамнотежата налево (обратна реакција се интензивира).

Ако реакцијата се одвива со зголемување на бројот на молекули на гас (т.е., на десната страна од равенката на реакцијата, вкупниот број на молекули на гас е поголем од бројот на молекули на гасовити материи на левата страна), тогаш се зголемува во притисок ја спречува реакцијата, а намалувањето на притисокот ја фаворизира реакцијата.

Кога температурата се зголемува, рамнотежата се поместува кон ендотермната реакција, а кога температурата се намалува, се префрла кон егзотермната реакција.

Катализаторот ја менува брзината и на напредните и на обратните реакции за ист број пати. Затоа, катализаторот не предизвикува поместување на рамнотежата, туку само го скратува или зголемува времето потребно за да се постигне рамнотежа.

Експеримент бр. 1 Зависност на брзината на хомогена реакција од концентрацијата на почетните реагенси.

б Инструменти, опрема: епрувети, стоперка, раствори на натриум тиосулфат (III), дил. сулфурна киселина (1 М), вода.

б Методологија: Оваа зависност може да се проучува со користење на класичниот пример на хомогена реакција помеѓу натриум тиосулфат и сулфурна киселина, постапувајќи според равенката

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

На почетокот, сулфурот формира колоиден раствор со вода (едвај забележлива заматеност). Потребно е да се измери времето од моментот на цедење додека не се појави едвај забележлива заматеност со стоперката. Знаејќи го времето на реакција (во секунди), можете да ја одредите релативната брзина на реакцијата, т.е. реципрочно време:

хемиска хомогена кинетика

За експериментот, треба да подготвите три суви, чисти епрувети и да ги нумерирате. Додадете 4 капки раствор на натриум тиосулфат и 8 капки вода на првата; во втората - 8 капки натриум тиосулфат и 4 капки вода; во третиот - 12 капки натриум тиосулфат. Протресете ги епруветите.

Ако условно ја означиме моларната концентрација на натриум тиосулфат во епрувета 1 како „c“, тогаш соодветно во епрувета 2 ќе има 2 s mol, во епрувета 3 - 3 s mol.

Додадете една капка сулфурна киселина во епрувета 1 и во исто време вклучете ја стоперката: протресете ја епрувета, внимавајте на појавата на заматеност во епрувета, држејќи ја на ниво на очите. Кога ќе се појави најмала облачност, запрете ја стоперката, забележете го времето на реакција и запишете го во табелата.

Изведете слични експерименти со втората и третата епрувета. Внесете ги експерименталните податоци во лабораторискиот весник во форма на табела.

б Заклучок: со зголемување на концентрацијата на натриум тиосулфат, брзината на оваа реакција се зголемува. Графикот на зависност е права линија што минува низ потеклото.

Искуство бр. 2. Проучување на зависноста на брзината на хомогена реакција од температурата.

б Инструменти и опрема: епрувети, стоперица, термометар, раствори на натриум тиосулфат (III), сулфурна киселина (1 М)

б Методологија:

Подгответе три чисти, суви епрувети и нумерирајте ги. Додадете 10 капки раствор на натриум тиосулфат на секоја од нив. Ставете ја епрувета бр.1 во чаша вода на собна температура и по 1...2 минути забележете ја температурата. Потоа додадете една капка сулфурна киселина во епрувета, истовремено вклучете ја стоперката и прекинете ја кога ќе се појави слаба, едвај забележлива заматеност. Запишете го времето во секунди од моментот кога киселината се додава во епрувета додека не се појави заматеност. Запишете го резултатот во табелата.

Потоа зголемете ја температурата на водата во чашата за точно 10 0 или со загревање на рингла или со мешање со топла вода. Ставете ја епрувета бр. 2 во оваа вода, држете неколку минути и додадете една капка сулфурна киселина, истовремено вклучувајќи ја стоперката, протресете ја епрувета со нејзината содржина во чаша вода додека не се појави заматеност. Ако се појави едвај забележлива облачност, исклучете ја стоперката и внесете ги отчитувањата на стоперката во табелата. Направете сличен експеримент со третата епрувета. Прво зголемете ја температурата во чашата за уште 10 0, ставете епрувета бр. 3 во неа, држете неколку минути и додадете една капка сулфурна киселина, притоа вклучете ја стоперката и протресете ја епрувета.

Резултатите од експериментите изразете ги во графикон, исцртувајќи ја брзината на оската на ординатите и температурата на оската на апсцисата.

Да се ​​определи температурниот коефициент на реакцијата g

б Заклучок: за време на експериментот беше пресметан просечниот температурен коефициент, кој се покажа дека е еднаков на 1,55. Идеално е

2-4. Отстапувањето од идеалот може да се објасни со грешката во мерењето на времето на заматеност на растворот. Графикот на брзината на реакција наспроти температурата има форма на гранка на парабола која не поминува низ 0. Со зголемување на температурата, брзината на реакцијата се зголемува

Експеримент бр. 3 Влијанието на концентрацијата на реактантите врз хемиската рамнотежа.

б Инструменти и опрема: епрувети, калиум хлорид (кристал), раствори на железо (III) хлорид, калиум тиоцијанат (заситен), дестилирана вода, цилиндар

б Методологија:

Класичен пример за реверзибилна реакција е интеракцијата помеѓу железен хлорид и калиум тиоцијанат:

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

Црвено

Добиениот железен тиоцијанат има црвена боја, чиј интензитет зависи од концентрацијата. Со промена на бојата на растворот, може да се суди за промената на хемиската рамнотежа во зависност од зголемувањето или намалувањето на содржината на железо тиоцијанат во реакционата смеса. Направете равенка за константата на рамнотежа на овој процес.

Истурете 20 ml дестилирана вода во мерна чаша или цилиндар и додадете една капка заситен раствор на железо (III) хлорид и една капка заситен раствор на калиум тиоцијанат. . Истурете го добиениот обоен раствор подеднакво во четири епрувети. Нумерирајте ги епруветите.

Во првата епрувета се додава една капка заситен раствор од железо (III) хлорид, а во втората епрувета се додава една капка заситен раствор од калиум тиоцијанат. Додадете кристален калиум хлорид во третата епрувета и енергично протресете. Четвртата епрувета е за споредба.

Врз основа на принципот на Le Chatelier, објаснете што предизвикува промена на бојата во секој поединечен случај.

Резултатите од експериментот запишете ги во табела во форма

Во првиот и вториот случај ја зголемивме концентрацијата на почетните материи, па се добива поинтензивна боја. Покрај тоа, во вториот случај бојата е потемна, бидејќи концентрацијата на KSCN се менува со кубна брзина. Во третиот експеримент, ја зголемивме концентрацијата на финалната супстанција, па бојата на растворот стана посветла.

Заклучок: со зголемување на концентрацијата на почетните материи, рамнотежата се поместува кон формирање на реакциони производи. Како што се зголемува концентрацијата на производите, рамнотежата се поместува кон формирање на почетни материи.

Општи заклучоци: за време на експериментите, експериментално ја утврдивме зависноста на брзината на реакцијата од концентрацијата на почетните супстанции (колку е поголема концентрацијата, толку е поголема брзината на реакција); зависност на брзината на реакцијата од температурата (колку е повисока температурата, толку е поголема брзината на реакција); како концентрацијата на супстанциите што реагираат влијае на хемиската рамнотежа (со зголемување на концентрацијата на почетните супстанции, хемиската рамнотежа се поместува кон формирање на производи; со зголемување на концентрацијата на производите, хемиската рамнотежа се поместува кон формирање на почетни материи )

Хемиска кинетика

Хемиска рамнотежа

Хемиската кинетика е гранка на хемијата која ја проучува брзината на хемиската реакција и факторите кои влијаат на неа.

Фундаменталната изводливост на процесот се оценува според вредноста на промената на Гибсовата енергија на системот. Сепак, не кажува ништо за реалната можност за реакција во дадени услови, ниту пак дава идеја за брзината и механизмот на процесот.

Проучувањето на стапките на реакција овозможува да се разјасни механизмот на сложени хемиски трансформации. Ова создава перспектива за контролирање на хемискиот процес и овозможува математичко моделирање на процесите.

Реакциите може да бидат:

1. хомогена– се јавуваат во една средина (во гасната фаза); помине во целост;

2. хетерогени– да не се појавуваат во иста средина (помеѓу супстанции во различни фази); помине на интерфејсот.

Под брзина на хемиска реакцијада го разбере бројот на елементарни реакциски настани што се случуваат по единица време по единица волумен (за хомогени реакции) и по единица површина (за хетерогени реакции).

Бидејќи концентрацијата на реактантите се менува за време на реакцијата, брзината обично се дефинира како промена на концентрацијата на реактантите по единица време и се изразува во. Во овој случај, нема потреба да се следат промените во концентрацијата на сите супстанции вклучени во реакцијата, бидејќи стехиометрискиот коефициент во равенката на реакцијата ја воспоставува врската помеѓу концентрациите, т.е. на стапката на акумулација на амонијак е двојно поголема од стапката на потрошувачка на водород.

... затоа што не може да биде негативен, затоа ставаат „–“.

Брзина во временски интервал – вистинска моментална брзина– 1-ви дериват на концентрација во однос на времето.

Стапката на хемиски реакции зависи :

1. од природата на супстанците кои реагираат;

2. на концентрацијата на реагенсите;

3. од катализаторот;

4. на температура;

5. за степенот на мелење на цврстото (хетерогени реакции);

6. од околината (решенија);

7. на обликот на реакторот (верижни реакции);

8. од осветлување (фотохемиски реакции).

Основниот закон на хемиската кинетика е закон за масовна акција: брзината на хемиската реакција е пропорционална на производот од концентрациите на реактантите во реакцијата

каде е константа на брзината на хемиската реакција

Физичко значење на.

Ако реакцијата вклучува не 2 честички, туку повеќе, тогаш: ~ во моќи еднакви на стехиометриските коефициенти, т.е. , Каде

– показател за редоследот на реакцијата во целина (реакции од прв, втор, трет... ред).

Бројот на честички кои учествуваат во овој реакциски настан одредува молекуларноста на реакцијата :

Мономолекуларна ()

Бимолекуларна ( )

Тримолекуларна.

Нема повеќе од 3, бидејќи ... не е веројатен судир на повеќе од 3 честички одеднаш.

Кога реакцијата се јавува во неколку фази, тогаш целокупната реакција = најбавниот стадиум (ограничувачка фаза).

Зависноста на брзината на реакцијата од температурата се одредува емпириски правилото на Вант Хоф: со зголемување на температурата за , брзината на хемиската реакција се зголемува за 2–4 пати: .

каде е температурниот коефициент на брзината на хемиската реакција.

Не секој судир на молекули е придружен со нивната интеракција. Повеќето молекули отскокнуваат како еластични топчиња. И само активните комуницираат едни со други за време на судир. Активните молекули имаат одреден вишок енергија во споредба со неактивните молекули, така што кај активните молекули врските меѓу нив се ослабени.

Енергијата за пренос на молекула во активна состојба е енергија на активирање. Колку е помала, колку повеќе честички реагираат, толку е поголема брзината на хемиската реакција.

Вредноста зависи од природата на супстанциите што реагираат. Тоа е помалку од дисоцијација - најмалку силна врска во реагенсите.

Промена за време на реакцијата:

Ослободен (егзотермичен)

Како што се зголемува температурата, бројот на активни молекули се зголемува и затоа се зголемува.

Константата на хемиската реакција е поврзана со

каде е предекспоненцијалниот фактор (поврзан со веројатноста и бројот на судири).

Во зависност од природата на супстанците кои реагираат и условите на нивната интеракција, атомите, молекулите, радикалите или јоните можат да учествуваат во елементарните акти на реакциите.

Слободните радикали се екстремно реактивни; има многу малку активни радикални реакции ().

Создавањето на слободни радикали може да се случи при распаѓање на супстанции на температура, осветлување, под влијание на нуклеарно зрачење, при електрично празнење и силни механички влијанија.

Многу реакции се јавуваат преку механизам на синџир. Особеноста на верижните реакции е дека еден примарен чин на активирање доведува до трансформација на огромен број молекули на почетните супстанции.

На пример: .

При обични температури и дифузно осветлување, реакцијата се одвива исклучително бавно. Кога мешавина од гасови се загрева или изложува на светлина богата со УВ зраци (директна сончева светлина, светлина од оган), смесата експлодира.

Оваа реакција се одвива низ посебни елементарни процеси. Пред сè, поради апсорпцијата на квантум на енергија од УВ зраците (или температурата), молекулата се дисоцира во слободни радикали - атоми: , потоа, потоа итн.

Природно, можно е слободните радикали да се судрат едни со други, што доведува до кинење на синџирот: .

Покрај температурата, светлината има значително влијание и врз реактивноста на супстанциите. Дејството на светлината (видливо, УВ) врз реакциите го проучува гранката на хемијата - фотохемија.

Фотохемиските процеси се многу разновидни. За време на фотохемиското дејство, молекулите на супстанциите што реагираат, апсорбирајќи светлосни кванти, се возбудуваат, т.е. стануваат реактивни или се распаѓаат на јони и слободни радикали. Фотографијата се заснова на фотохемиски процеси - ефектот на светлината врз фотосензитивни материјали (фотосинтеза).

Еден од најчестите методи за забрзување на хемиските реакции во хемиската практика е катализа . Катализатори– супстанции кои менуваат хемиска реакција поради учество во средно хемиска интеракција со компонентите на реакцијата, но го обновуваат нивниот хемиски состав по секој циклус на меѓуинтеракција.

Зголемувањето на каталитичката реакција е поврзано со помалку нови патеки на реакција. Бидејќи во изразот за е негативен експонент, тогаш и мало намалување предизвикува многу големо зголемување на хемиската реакција.

Постои 2 типа на катализатори :

хомокатализатори;

хетерокатализатори.

Биолошки катализатори - ензими .

Инхибитори– супстанции кои ги забавуваат хемиските реакции.

Промотори– супстанции кои го подобруваат ефектот на катализаторите.

Реакции кои се одвиваат само во една насока и одат до завршување - неповратен(формирање талог, еволуција на гас). Тие се малку.

Најмногу реакции - реверзибилна : .

Според законот за масовно дејствување: – хемиска рамнотежа .

Состојбата на системот во која се нарекува напредна реакција = обратна реакција хемиска рамнотежа .

.

Со зголемување на температурата, : за ендотермична реакција се зголемува, за егзотермна реакција се намалува и останува константна.

Се одредува влијанието на различни фактори врз положбата на хемиската рамнотежа Принципот на Ла Шателје: доколку се изврши некакво влијание врз систем кој е во рамнотежа, тогаш се интензивираат процесите во системот кои настојуваат да го намалат ова влијание.