Mål:

løse eksperimentelle problemer knyttet til å bestemme avhengigheten av hastigheten til en kjemisk reaksjon på konsentrasjonen av reaktanter, temperatur, tilstedeværelsen av en katalysator og beregne betingelsene for kjemisk likevekt i systemer med reversible kjemiske reaksjoner.

Teoretiske problemstillinger

1. Hastighet av homo- og heterogene reaksjoner.

2. Lov om massevirkning for hastighet i et homogent system.

3. Hastighetskonstant. Dens fysiske betydning.

4. Avhengighet av reaksjonshastighet på temperatur. Van't Hoffs regel.

5. Katalysebegrepet.

6. Reversible og irreversible kjemiske reaksjoner.

7. Kjemisk likevekt. Likevektskonstant. Dens fysiske betydning.

8. Skift i kjemisk likevekt. Le Chateliers prinsipp.

Kjemisk kinetikk studerer forløpet av kjemiske prosesser over tid.

Kjemisk reaksjonshastighet n – er mengden stoff Dn som reagerer eller dannes i en reaksjon per tidsenhet Dt i en enhetsvolum av reaksjonsrommet n

Homogen reaksjon - skjer gjennom hele volumet, reaktantene og reaksjonsproduktene er i samme fase.

Mengde stoff per volumenhet Dn/V – dette er den molare konsentrasjonen av C.

Deretter gjennomsnittlig hastighet for homogen reaksjon:

Enheten for å måle hastigheten på en homogen reaksjon er mol l -1 s -1.

Heterogen reaksjon - en reaksjon skjer ved en fasegrense, reaktantene og (eller) reaksjonsproduktene er i forskjellige faser.

For en heterogen reaksjon avhenger hastigheten av kontaktoverflatearealet til reagensene - fasegrensesnittområdet S.

Gjennomsnittlig hastighet på heterogen reaksjon

Måleenheten for hastigheten til en heterogen reaksjon er mol m -2 s -1.

Øyeblikkelig reaksjonshastighet– endring i konsentrasjon på et bestemt tidspunkt, dvs. i en uendelig liten tidsperiode dt

Hastigheten til en kjemisk reaksjon er alltid positiv. Plusstegnet "+" eller "–" indikerer om endringen i mengden av stoff Δn er positiv eller negativ, det vil si at et stoff dannes eller forbrukes under reaksjonen.

Reaksjonshastigheten avhenger av reaktantenes natur, deres konsentrasjon, temperatur og tilstedeværelsen av en katalysator.

Lov om masseaksjon: Hastigheten til en homogen reaksjon er proporsjonal med produktet av molare konsentrasjoner av reaktantene, tatt i potenser lik de støkiometriske koeffisientene.

aA + bB → cC + dD v= k[A] a [B] in, hvor k er hastighetskonstanten.

Hastigheten øker i større grad med økende konsentrasjon av stoffet hvis støkiometriske koeffisient i reaksjonsligningen er større.

Reaksjonshastigheten øker med økende temperatur fordi hastigheten til molekylene øker, og derfor øker antallet aktive kollisjoner som fører til interaksjon. Reaksjonshastighetens avhengighet av temperatur er uttrykt av Van't Hoff-regelen: v 2 = v 1 ∙γ (t 2 - t 1)/10, hvor

v 1 – reaksjonshastighet ved starttemperatur t 1 ;

v 2 – reaksjonshastighet ved temperatur t 2

γ – temperaturkoeffisient, verdien er 2 ÷ 4.

Reaksjonshastigheten øker med katalyse- applikasjon katalysator- et stoff som akselererer en reaksjon, men som ikke interagerer. Katalysatoren forskyver ikke den kjemiske likevekten, men fører til dens raskere oppnåelse, like akselererende forover- og bakoverreaksjoner. Katalysatormengden er mye mindre enn reagensene. Det er homogen katalyse (katalysatorstoffene er i samme fase) og heterogene (i forskjellige faser).

Reversible reaksjoner– kjemiske reaksjoner som skjer samtidig i forover (®) og bakover () retninger.

Kjemisk likevekt– tilstanden til systemet der hastighetene for forover- og reversreaksjoner er like, konsentrasjonene av reagenser og reaksjonsprodukter er konstante.

Likevektskonstant– er lik forholdet mellom produktet av likevektskonsentrasjonene til reaksjonsproduktene og produktet av likevektskonsentrasjonene til reaktantene i kraften til de støkiometriske koeffisientene i ligningen og viser hvor mange ganger hastigheten på fremreaksjonen er større enn hastigheten på den omvendte reaksjonen.

aA + bB « сС + dD,

eller for gasser , Hvor R- delvis Trykk.

Likevektskonstanten avhenger av temperatur, arten av reaktantene, og avhenger ikke av deres konsentrasjon. Ved K c >>1 gir reaksjonen et høyt utbytte av reaksjonsprodukter, ved K c<<1 выход продуктов мал, преобладают исходные реагенты.

En endring i minst én av parametrene til systemet fører til ubalanse, endring i konsentrasjoner og etablering av ny likevekt med andre likevektsverdier, dvs. forskyvning av balanse.

Le Chateliers regel: hvis en ytre påvirkning utøves på et system som er i likevekt, så vil likevekten i systemet skifte mot reaksjonen som svekker denne påvirkningen.

I forsøk 1 og 2 vi vil studere avhengigheten av nedbrytningshastigheten av natriumtiosulfat i forskjellige konsentrasjoner og av temperatur under påvirkning av syre H 2 SO 4 i det homogene stadiet av reaksjonen

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

Når Na 2 S 2 O 3 og H 2 SO 4 vekselvirker, dannes det øyeblikkelig ustabil tiosvovelsyre H 2 S 2 O 3, som på produksjonstidspunktet spaltes spontant for å danne svoveldioksid SO 2 og fritt svovel S.

Hastigheten til hele prosessen bestemmes av hastigheten til dette tregeste trinnet: H 2 S 2 O 3 → H 2 SO 3 + S

Det resulterende svovelet er dårlig løselig i vann, så prosessen kan deles inn i to trinn:

homogen - svovel er i løsning, svovelkonsentrasjonen er mindre enn mettet og

heterogen - svovelutfellinger, den mettede konsentrasjonen overskrides.

I det øyeblikket den mettede konsentrasjonen av svovel er nådd (det kritiske blandingspunktet), vises opalescens i løsningen - en kraftig økning i lysspredning (den gjennomsiktige løsningen begynner å bli uklar).

Homogen reaksjonshastighet v=Cm/Δτ, hvor

Δτ – reaksjonstid fra tilsetning av 1 dråpe H 2 SO 4 til opalescens vises.

C m – molar konsentrasjon av Na 2 S 2 O 3.

I eksperiment 3 vi vil studere effekten av katalysatoren - kobbersulfat CuSO 4 - på reduksjonshastigheten av jern(III) tiocyanat Fe(SCN) 3 til jern(II) tiosulfat Fe(SCN) 2 under påvirkning av natriumtiosulfat Na 2 S 203.

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

Av alle stoffene som deltar i denne reaksjonen er det bare Fe(SCN) 3 som er farget, i oppløsning er det farget blodrødt. Forsvinningen av fargen på løsningen indikerer slutten av reaksjonen.

Vi får jerntiocyanat rett før reaksjonsforsøket

I eksperiment 4 vi vil studere skiftet i kjemisk likevekt med en endring i konsentrasjon ved å bruke eksemplet på en reversibel reaksjon:

FeCl3 + 3KSCN → Fe(SCN)3 + 3KCl

En endring i konsentrasjonen av jern(III)tiocyanat Fe(SCN) 3, som har en rød farge, fører til en endring i fargeintensiteten til reaksjonsmassen og gjør det mulig å bedømme i hvilken retning likevekten forskyves.

Praktisk oppgave:

1. Skriv et uttrykk for reaksjonshastigheten for reaksjonene:

2NO(g) + Cl2 (g) → 2NOCl(g)

CaCO 3 (k) → CaO (k) + CO 2 (g)

2. Hvordan vil reaksjonshastigheten 2NO(g) + O 2 (g) → 2NO 2 (g) endre seg?

hvis vi reduserer volumet av reaksjonskaret med 5 ganger?

3. Bestem startkonsentrasjonene av klor og hydrogen dersom likevekt i systemet H 2 (g) + Cl 2 (g) → 2HCl (g) ble etablert til = 0,025 mol/l, = 0,09 mol/l.

Hvordan påvirker økende trykk og temperatur likevekten mellom reaksjoner?

2H2 (g) + O2 (g) → 2H20 (g), Q>0

C(k) + CO 2 (g) → 2CO(g), Q<0

4. Hvordan vil en temperaturnedgang påvirke tilstanden til kjemisk likevekt i systemet (vil det ikke bli forstyrret; vil det skifte til venstre eller høyre)?: 2NO+O 2 →2NO 2, ∆H<0.

5. Vil likevekten skifte med økende trykk og i hvilken retning (mot direkte eller omvendt reaksjon) i systemet: 4Fe(k)+3O 2 (g)→2Fe 2 O 3 (k).

Kjemisk kinetikk er en gren av kjemi som studerer hastigheten på kjemiske reaksjoner. Kjemiske reaksjoner kan oppstå med forskjellige hastigheter (fra små brøkdeler av et sekund til tiår og lengre tidsintervaller). Når man vurderer spørsmålet om reaksjonshastigheter, er det nødvendig å skille mellom homogene og heterogene reaksjoner. Homogene systemer bestå av en fase (for eksempel en hvilken som helst gassblanding), og heterogen– fra flere faser (for eksempel vann med is). Fase er en del av systemet atskilt fra dets andre deler av et grensesnitt, under overgangen der en brå endring i egenskaper oppstår.

Homogen reaksjonshastighet er mengden av et stoff som reagerer eller dannes under en reaksjon per tidsenhet i en volumenhet av systemet. Hastighet for heterogen reaksjon er mengden av et stoff som reagerer eller dannes under en reaksjon per tidsenhet per overflateenhet av fasen (eller masse, volum av den faste fasen, når det er vanskelig å bestemme størrelsen på overflaten til et fast stoff):

v homog = ; v heterog = . De. hastigheten på homogen reaksjon kan defineres som endring i konsentrasjonen av noen av stoffene som reagerer eller dannes under reaksjonen, som skjer per tidsenhet.

De fleste kjemiske reaksjoner er reversible, det vil si at de kan skje både fremover og bakover. La oss vurdere en reversibel reaksjon:

Frekvenser for reaksjoner fremover og bakover er relatert til konsentrasjonene av reagenser ved følgende ligninger:

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

Over tid vil hastigheten på fremreaksjonen reduseres på grunn av forbruket av reagenser EN Og I og en reduksjon i konsentrasjonene deres. Tvert imot, hastigheten på den omvendte reaksjonen når produktene akkumuleres MED Og D vil øke. Derfor, etter en viss tidsperiode, vil ratene for forover- og reversreaksjonene bli lik hverandre. En tilstand av systemet vil bli etablert der det ikke er strømmer av materie og energi, kalt kjemisk likevekt. Alle reversible prosesser fortsetter ikke fullstendig, men bare til en tilstand av likevekt, der, fra tilstanden v x.r. pr = v x.r. arr. følger:

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

Hvor K- kjemisk likevektskonstant, som avhenger av temperaturen og naturen til reagensene, men ikke avhengig av konsentrasjonen av sistnevnte. Dette er et matematisk uttrykk for massevirkningsloven, som lar en beregne sammensetningen av en likevektsreaksjonsblanding.

De viktigste faktorene som påvirker reaksjonshastigheten er:

1. Naturen til de reagerende stoffene;

2. Konsentrasjoner av reagerende stoffer;

3. Temperaturfaktor;

4. Tilgjengelighet av katalysatorer.

I noen tilfeller avhenger hastigheten av heterogene reaksjoner også av intensiteten av bevegelse av væske eller gass nær overflaten som reaksjonen skjer på.

1) Påvirkningen av konsentrasjonen av reaktanter. La oss presentere ligningen for en kjemisk reaksjon i generell form: aA+bB+…=, så v ch.r. =k[A] a [B] b er i hovedsak en matematisk notasjon lov om masseaksjon, oppdaget eksperimentelt av K. Guldberg og P. Waage i 1864-1867. I henhold til denne loven, ved konstant temperatur v, er ch.r. proporsjonal med produktet av konsentrasjonene av de reagerende stoffene, og hver konsentrasjon er inkludert i produktet i en grad lik koeffisienten som vises foran formelen til et gitt stoff i reaksjonsligning. Verdien av reaksjonshastighetskonstanten (k) avhenger av reaktantenes natur, temperatur og tilstedeværelsen av katalysatorer, men avhenger ikke av konsentrasjonen av stoffene.

2) Avhengighet v x.r. på temperatur og på arten av de reagerende stoffene.Aktiveringsenergi E a (i kJ/mol) er overskuddsenergien som molekyler må ha for at deres kollisjon skal føre til dannelse av et nytt stoff. E og forskjellige reaksjoner er forskjellige. Denne faktoren påvirker naturen til de reagerende stoffene på v ch.r. . Hvis 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 (dvs. veldig signifikant), så er hastigheten på en slik reaksjon ubetydelig (for eksempel reaksjonen av ammoniakksyntese N 2 + 3H 2 = 2NH 3 - hastigheten på denne reaksjonen ved vanlig T på grunn av høye verdier ​av E a er så liten at det kan merkes at lekkasje er nesten umulig).

I 1889 utledet den berømte svenske kjemikeren Arrhenius fra eksperimentelle data en ligning som relaterte hastighetskonstanten til temperatur og aktiveringsenergi. Senere fikk denne ligningen teoretisk begrunnelse. I følge Arrhenius er hastighetskonstanten eksponentielt avhengig av temperatur: k=k maks ×exp(-E a /RT), hvor R er den universelle gasskonstanten lik 8,31 J/mol×K; k max er en pre-eksponentiell faktor som betyr den maksimalt mulige verdien av hastighetskonstanten ved null aktiveringsenergi eller uendelig høy temperatur, når alle kollisjoner av reaktantmolekyler blir aktive. Arrhenius-ligningen brukes ofte i logaritmisk form: lnk=lnk max -E a /RT.

Økende v h.r. med økende temperatur er vanligvis karakterisert temperaturkoeffisient for reaksjonshastighet– en verdi som viser hvor mange ganger den aktuelle reaksjonshastigheten øker når temperaturen i systemet øker med 10 grader. Temperaturkoeffisienten (g) er forskjellig for forskjellige reaksjoner. Ved vanlige temperaturer ligger verdien for de fleste reaksjoner i området fra 2 til 4 (dvs. g hr = 2-4 ganger).

Katalysatorer er stoffer som ikke forbrukes i reaksjonen, men som påvirker hastigheten. Fenomenet med å endre reaksjonshastigheten under påvirkning av katalysatorer kalles katalyse, og disse reaksjonene i seg selv er katalytisk. Virkningen av katalysatoren skyldes en reduksjon i aktiveringsgrensen for kjemisk interaksjon, dvs. reduksjon i aktiveringsenergi. Under påvirkning av katalysatorer kan reaksjoner akselereres millioner eller flere ganger. Dessuten forekommer noen reaksjoner ikke i det hele tatt uten katalysatorer. Katalysatorer er mye brukt i industrien.

Skille homogen Og heterogen katalyse. På homogen katalyse katalysatoren og reagensene danner én fase (gass eller løsning), og når heterogen katalyse– Katalysatoren er i systemet som en uavhengig fase. Et eksempel på homogen katalyse er dekomponering av hydrogenperoksid til vann og oksygen i nærvær av katalysatorer Cr 2 O 7 2-, WO 4 2-, etc. Et eksempel på heterogen katalyse er oksidasjon av svoveldioksid til trioksid ved hjelp av kontakten metode for å produsere svovelsyre fra avgasser fra metallurgisk produksjon: SO 2 +0,5O 2 + H 2 O=(kt)=H 2 SO 4.

Nettstedsøk:

2KJEMISK KINETIKK OG KJEMISK LIKEVIKT

2.1 KINETIKK AV KJEMISKE REAKSJONER

Kjemiske reaksjoner skjer med forskjellige hastigheter. Noen av dem fullføres fullstendig på små brøkdeler av et sekund (eksplosjon), andre utføres på minutter, timer, dager og lange perioder. I tillegg kan den samme reaksjonen foregå raskt under noen forhold (for eksempel ved forhøyede temperaturer), og sakte under andre (for eksempel ved avkjøling). Dessuten kan forskjellen i hastigheten til samme reaksjon være veldig stor.

Når man vurderer spørsmålet om reaksjonshastigheter, er det nødvendig å skille mellom homogene og heterogene reaksjoner. Nært knyttet til disse begrepene er begrepet fase.

Fase er en del av et system atskilt fra dets andre deler av et grensesnitt, under overgangen som egenskapene endres brått.

En homogen reaksjon oppstår i volumet av fasen [eksempel - interaksjonen av hydrogen og oksygen med dannelsen av vanndamp: H 2 (g) + O 2 (g) → H 2 O(g)], og hvis reaksjonen er heterogen, skjer den ved fasegrensesnittet [for eksempel karbonforbrenning: C(s) + O2(g) → CO 2 (g)].

Hastigheten til en homogen reaksjon er mengden stoff som reagerer eller dannes under reaksjonen per tidsenhet per volumenhet av fasen:

Hvor n- mengde stoff, mol; V- fasevolum, l;τ - tid; MED- konsentrasjon, mol/l.

Hastigheten til en heterogen reaksjon er mengden stoff som reagerer eller dannes under reaksjonen per tidsenhet per overflateareal av fasen:

Hvor S- område av fasegrensesnittet.

De viktigste faktorene som påvirker hastigheten til en homogen reaksjon er følgende: reaktantenes natur, deres konsentrasjoner, temperatur og tilstedeværelsen av katalysatorer.

Reaksjonshastighetens avhengighet av konsentrasjonene av reaktantene. En reaksjon mellom molekyler oppstår når de kolliderer. Derfor er hastigheten på en reaksjon proporsjonal med antall kollisjoner som molekylene til de reagerende stoffene gjennomgår. Jo høyere konsentrasjonen av hvert av utgangsstoffene er, desto flere kollisjoner. For eksempel reaksjonshastighet A + B→ Proporsjonal med produktet av konsentrasjonene A og B:

v = k · [EN] · [B],

Hvor k- proporsjonalitetskoeffisient, kalt reaksjonshastighetskonstant. Meningsfull verdi k lik reaksjonshastigheten for tilfellet når konsentrasjonene av reaktantene er 1 mol/l.

Dette forholdet uttrykker lov om masseaksjon Denne loven kalles også loven eksisterende vekt. : Ved konstant temperatur er hastigheten på en kjemisk reaksjon direkte proporsjonal med produktet av konsentrasjonene av reaktantene.

Mye sjeldnere oppstår en reaksjon som et resultat av samtidig kollisjon av tre reagerende partikler. For eksempel reaksjon

2A+B → A 2 B

kan fortsette gjennom en trippelkollisjon:

A+ A + B→ A 2 B

Deretter, i samsvar med massevirkningsloven, er konsentrasjonen av hvert av de reagerende stoffene inkludert i uttrykket av reaksjonshastigheten i en grad lik koeffisienten i reaksjonsligningen:

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

Summen av eksponenter i ligningen av massehandlingens lov kalles reaksjonsrekkefølge. For eksempel, i sistnevnte tilfelle, er reaksjonen tredje orden (andre - med hensyn til substans A og første - med hensyn til substans B.

Avhengighet av reaksjonshastighet på temperatur. Hvis vi bruker resultatene av å telle antall kollisjoner mellom molekyler, vil antallet kollisjoner være så stort at alle reaksjoner må skje umiddelbart. Denne motsetningen kan forklares med at bare molekyler med noe energi kommer inn i reaksjonen.

Overskuddsenergien som molekyler må ha for at deres kollisjon skal føre til dannelse av et nytt stoff kalles aktiveringsenergi (se figur 2.1).

Figur 2.1 - Energidiagram for reaksjonen ved dannelse av produkt AB fra utgangsstoffene A og B. Hvis kollisjonsenergien til molekylene A og B er større enn eller lik aktiveringsenergier E a , da er energibarrieren overvunnet, og bevegelse skjer langs reaksjonskoordinaten r fra utgangsmateriale til produkt. Ellers skjer det en elastisk kollisjon av molekylene A og B. Toppen av energibarrieren tilsvarer overgangstilstanden (aktivert kompleks), der AB-bindingen er delvis dannet.

Når temperaturen øker, øker antallet aktive molekyler Temperatur er et mål på den gjennomsnittlige kinetiske energien til molekyler, så økning av temperaturen fører til en økning i den gjennomsnittlige bevegelseshastigheten.. Derfor bør hastigheten på en kjemisk reaksjon øke med økende temperatur. Økningen i reaksjonshastighet ved oppvarming karakteriseres vanligvis som temperaturkoeffisient for reaksjonshastighet (γ ) - et tall som viser hvor mange ganger hastigheten på en gitt reaksjon øker når temperaturen øker med 10 grader. Matematisk kommer denne avhengigheten til uttrykk regel van't Hoff :

,

Hvor v 1 - hastighet ved temperatur t 1 ; v 2 - hastighet ved temperatur t 2. For de fleste reaksjoner temperaturkoeffisientenγ ligger i området fra 2 til 4.

Mer strengt uttrykkes avhengigheten av reaksjonshastigheten (eller snarere hastighetskonstanten) av temperaturen Arrhenius-ligningen :

,

Hvor EN - pre-eksponentiell en multiplikator som bare avhenger av reaktantenes natur; E a - aktiveringsenergi, som er høyden på energibarrieren som skiller utgangsmaterialene og reaksjonsproduktene (se figur 2.1); R R = 8,3144 J/(mol. K). I omtrentlige beregninger tas ofte R = 8,31 J/(mol. K). - universell gasskonstant; T T - absolutt temperatur (i Kelvin-skala). Det er relatert til temperaturen i Celsius ved ligningen
T = t o C + 273,15.
I omtrentlige beregninger brukes relasjonen
T = t o C + 273. -

Kjemisk kinetikk og likevekt

Målet med arbeidet: studie av temperaturens innflytelse på reaksjonshastigheten, konsentrasjon på skiftet i kjemisk likevekt.

Teoretisk bakgrunn:

Hastighet for kjemisk reaksjon er mengden av et stoff som reagerer eller dannes som et resultat av en reaksjon per tidsenhet per volumenhet (for homogene reaksjoner) eller per enhet grensesnittoverflate (for heterogene reaksjoner).

Hvis konsentrasjonen av et av stoffene som deltar i reaksjonen over en tidsperiode synker med?C = C2C1, så er gjennomsnittshastigheten for den kjemiske reaksjonen for den angitte tidsperioden lik

Verdien V uttrykker hastigheten på en kjemisk prosess over en viss tidsperiode. Derfor, jo mindre?f, jo nærmere vil gjennomsnittshastigheten være den sanne.

Hastigheten til en kjemisk reaksjon avhenger av følgende faktorer:

1) arten og konsentrasjonen av de reagerende stoffene;

2) temperatur på reaksjonssystemet;

3) nærvær av en katalysator;

4) trykk,

5) størrelsen på fasegrensesnittet og blandingshastigheten til systemet (for heterogene reaksjoner);

6) type løsemiddel.

Effekt av reagenskonsentrasjoner. Hastigheten av en reaksjon er proporsjonal med antall kollisjoner av molekyler av de reagerende stoffene. Antallet kollisjoner er på sin side større, jo høyere konsentrasjonen av hvert av utgangsstoffene er.

En generell formulering av effekten av konsentrasjon på hastigheten til en kjemisk reaksjon er gitt av lov om masseaksjon(1867, Guldberg, Waage, Beketov).

Ved konstant temperatur er hastigheten på en kjemisk reaksjon proporsjonal med produktet av konsentrasjonene av de reagerende stoffene, tatt i potenser av deres utjevningskoeffisienter (støkiometriske).

For reaksjonen aA + bB = cC V = K[A] a [B] b,

hvor K er proporsjonalitetskoeffisienten eller hastighetskonstanten;

Hvis [A] = 1 mol/l, [B] = 1 mol/l, så V = K, derav den fysiske betydningen

hastighetskonstanter K: hastighetskonstanten er lik reaksjonshastigheten ved konsentrasjoner av reaktanter lik enhet.

Effekten av temperatur på reaksjonshastigheten. Når temperaturen øker, øker frekvensen av kollisjoner av reagerende molekyler, og derfor øker reaksjonshastigheten.

Den kvantitative effekten av temperatur på hastigheten til homogene reaksjoner kan uttrykkes ved Van't Hoffs regel.

I samsvar med Van't Hoffs regel, når temperaturen øker (minker) med 10 grader, øker (minker) hastigheten på en kjemisk reaksjon med 2-4 ganger:

hvor V (t 2 ) og V (t 1 ) - hastigheten på kjemisk reaksjon ved passende temperaturer; f(t 2 ) Og f(t 1 ) - varigheten av den kjemiske reaksjonen ved passende temperaturer; G - Van't Hoff temperaturkoeffisient, som kan ha en numerisk verdi i området 2-4.

Aktiveringsenergi. Overskuddsenergien som molekyler må ha for at deres kollisjon skal føre til dannelse av et nytt stoff kalles aktiveringsenergien til en gitt reaksjon (uttrykt i kJ/mol). En av aktiveringsmetodene er å øke temperaturen: med økende temperatur øker antallet aktive partikler kraftig, på grunn av hvilket reaksjonshastigheten øker kraftig.

Reaksjonshastighetens avhengighet av temperatur er uttrykt ved Arrhenius-ligningen:

hvor K er hastighetskonstanten for den kjemiske reaksjonen; E a - aktiveringsenergi;

R - universell gasskonstant; A - konstant; exp er grunnlaget for naturlige logaritmer.

Størrelsen på aktiveringsenergien kan bestemmes hvis to verdier av hastighetskonstanten K 1 og K 2 er kjent ved henholdsvis temperaturer T 1 og T 2, i henhold til følgende formel:

Kjemisk balanse.

Alle kjemiske reaksjoner kan deles inn i to grupper: irreversible og reversible. Irreversible reaksjoner fortsetter til fullførelse - inntil en av reaktantene er fullstendig oppbrukt, dvs. flyt i bare én retning. Reversible reaksjoner fortsetter ikke til fullføring. I en reversibel reaksjon er ingen av reaktantene helt oppbrukt. En reversibel reaksjon kan oppstå både forover og bakover.

Kjemisk likevekt er en tilstand i et system der hastigheten på forover- og bakreaksjoner er like.

For en reversibel reaksjon

m A+ n B? s C+ q D

den kjemiske likevektskonstanten er

I reversible kjemiske reaksjoner etableres likevekt i det øyeblikket når forholdet mellom produktet av konsentrasjoner av produkter hevet til potenser lik de støkiometriske koeffisientene til produktet av konsentrasjoner av utgangsstoffer, også hevet til de tilsvarende potensene, er lik en konstant verdi kalt den kjemiske likevektskonstanten.

Den kjemiske likevektskonstanten avhenger av reaktantenes natur og temperatur. Konsentrasjonene der likevekt etableres kalles likevekt. En endring i ytre forhold (konsentrasjon, temperatur, trykk) forårsaker et skifte i den kjemiske likevekten i systemet og dets overgang til en ny likevektstilstand.

En slik overgang av et reaksjonssystem fra en tilstand til en annen kalles en forskyvning (eller forskyvning) av kjemisk likevekt.

Retningen til skiftet i kjemisk likevekt bestemmes av Le Chateliers prinsipp: Hvis noen ytre påvirkning påføres et system som er i en tilstand av kjemisk likevekt (endre konsentrasjon, temperatur, trykk), så oppstår det spontant prosesser i dette systemet som har en tendens til å svekke effekten som produseres.

En økning i konsentrasjonen av en av startreagensene forskyver likevekten til høyre (den direkte reaksjonen forsterkes); En økning i konsentrasjonen av reaksjonsprodukter forskyver likevekten til venstre (den omvendte reaksjonen intensiveres).

Hvis en reaksjon fortsetter med en økning i antall gassmolekyler (dvs. på høyre side av reaksjonsligningen er det totale antallet gassmolekyler større enn antall molekyler av gassformige stoffer på venstre side), så en økning i trykk forhindrer reaksjonen, og en reduksjon i trykk favoriserer reaksjonen.

Når temperaturen øker, skifter likevekten mot den endoterme reaksjonen, og når temperaturen synker, skifter den mot den eksoterme reaksjonen.

Katalysatoren endrer hastigheten på både forover- og reversreaksjoner med samme antall ganger. Derfor forårsaker ikke katalysatoren et skifte i likevekt, men forkorter eller øker bare tiden som kreves for å oppnå likevekt.

Forsøk nr. 1 Avhengighet av hastigheten til en homogen reaksjon på konsentrasjonen av de initiale reagensene.

b Instrumenter, utstyr: reagensrør, stoppeklokke, løsninger av natriumtiosulfat (III), fortynnet. svovelsyre (1M), vann.

b Metodikk: Denne avhengigheten kan studeres ved å bruke det klassiske eksemplet på en homogen reaksjon mellom natriumtiosulfat og svovelsyre, fortsett i henhold til ligningen

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

Til å begynne med danner svovel en kolloidal løsning med vann (knapt merkbar turbiditet). Det er nødvendig å måle tiden fra dreneringsøyeblikket til en knapt merkbar turbiditet vises med en stoppeklokke. Når du kjenner reaksjonstiden (i sekunder), kan du bestemme den relative hastigheten på reaksjonen, dvs. gjensidig av tid:

kjemisk homogen kinetikk

For forsøket bør du forberede tre tørre, rene reagensglass og nummerere dem. Tilsett 4 dråper natriumtiosulfatløsning og 8 dråper vann til den første; i den andre - 8 dråper natriumtiosulfat og 4 dråper vann; i den tredje - 12 dråper natriumtiosulfat. Rist reagensrørene.

Hvis vi betinget betegner den molare konsentrasjonen av natriumtiosulfat i reagensrør 1 som "c", vil det følgelig være 2 s mol i reagensrør 2, i reagensrør 3 - 3 s mol.

Tilsett en dråpe svovelsyre i reagensrør 1, og slå samtidig på stoppeklokken: rist reagensrøret, se etter uklarhet i reagensrøret, hold det i øyehøyde. Når den minste uklarhet vises, stopp stoppeklokken, noter reaksjonstiden og skriv den ned i tabellen.

Utfør lignende eksperimenter med andre og tredje prøverør. Legg inn eksperimentelle data i laboratoriejournalen i form av en tabell.

b Konklusjon: med økende konsentrasjon av natriumtiosulfat, øker hastigheten på denne reaksjonen. Avhengighetsgrafen er en rett linje som går gjennom origo.

Erfaring nr. 2. Studie av avhengigheten av hastigheten til en homogen reaksjon på temperaturen.

b Instrumenter og utstyr: reagensrør, stoppeklokke, termometer, løsninger av natriumtiosulfat (III), svovelsyre (1M)

b Metodikk:

Klargjør tre rene, tørre reagensglass og nummerer dem. Tilsett 10 dråper natriumtiosulfatløsning til hver av dem. Plasser reagensglass nr. 1 i et glass vann i romtemperatur og etter 1...2 minutter noterer du temperaturen. Tilsett deretter en dråpe svovelsyre i reagensrøret, slå samtidig på stoppeklokken og stopp den når en svak, knapt merkbar turbiditet vises. Registrer tiden i sekunder fra det øyeblikket syren tilsettes i reagensrøret til turbiditet vises. Noter resultatet i tabellen.

Øk deretter temperaturen på vannet i glasset med nøyaktig 10 0 enten ved å varme det opp på en kokeplate eller ved å blande det med varmt vann. Plasser reagensrør nr. 2 i dette vannet, hold i flere minutter og tilsett en dråpe svovelsyre, skru på stoppeklokken samtidig, rist reagensrøret med innholdet i et glass vann til det er uklarhet. Hvis en knapt merkbar uklarhet vises, slå av stoppeklokken og angi stoppeklokkeavlesningene i tabellen. Utfør et lignende eksperiment med det tredje reagensglasset. Øk først temperaturen i begerglasset med ytterligere 10 0, plasser reagensglass nr. 3 i det, hold i flere minutter og tilsett en dråpe svovelsyre, mens du slår på stoppeklokken og rister reagensrøret.

Uttrykk resultatene av eksperimentene i en graf, plott hastighet på ordinataksen og temperatur på abscisseaksen.

Bestem temperaturkoeffisienten for reaksjonen g

b Konklusjon: under forsøket ble den gjennomsnittlige temperaturkoeffisienten beregnet, som viste seg å være lik 1,55. Ideelt sett er det det

2-4. Avviket fra idealet kan forklares med feilen ved måling av turbiditetstiden for løsningen. Grafen over reaksjonshastigheten kontra temperatur har form av en parabelgren som ikke går gjennom 0. Med økende temperatur øker reaksjonshastigheten

Forsøk nr. 3 Påvirkning av konsentrasjonen av reaktanter på kjemisk likevekt.

b Instrumenter og utstyr: reagensrør, kaliumklorid (krystall), løsninger av jern(III)klorid, kaliumtiocyanat (mettet), destillert vann, sylinder

b Metodikk:

Et klassisk eksempel på en reversibel reaksjon er interaksjonen mellom jernklorid og kaliumtiocyanat:

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

rød

Det resulterende jerntiocyanatet har en rød farge, hvis intensitet avhenger av konsentrasjonen. Ved å endre fargen på løsningen kan man bedømme skiftet i kjemisk likevekt avhengig av økning eller reduksjon i innholdet av jerntiocyanat i reaksjonsblandingen. Lag en ligning for likevektskonstanten til denne prosessen.

Hell 20 ml destillert vann i et målebeger eller sylinder og tilsett en dråpe av en mettet løsning av jern(III)klorid og en dråpe av en mettet løsning av kaliumtiocyanat . Hell den resulterende fargede løsningen likt i fire reagensglass. Nummerer reagensrørene.

Tilsett en dråpe av en mettet løsning av jern(III)klorid i det første reagensglasset Tilsett en dråpe av en mettet løsning av kaliumtiocyanat i det andre reagensglasset. Tilsett krystallinsk kaliumklorid til det tredje reagensglasset og rist kraftig. Det fjerde reagensglasset er til sammenligning.

Ut fra Le Chateliers prinsipp, forklar hva som forårsaker fargeendringen i hvert enkelt tilfelle.

Skriv resultatene av forsøket i en tabell i skjemaet

I det første og andre tilfellet økte vi konsentrasjonen av utgangsstoffene, slik at en mer intens farge oppnås. Dessuten, i det andre tilfellet er fargen mørkere, fordi konsentrasjonen av KSCN endres med en kubikkhastighet. I det tredje forsøket økte vi konsentrasjonen av det endelige stoffet, slik at fargen på løsningen ble lysere.

Konklusjon: med en økning i konsentrasjonen av utgangsstoffene, skifter likevekten mot dannelsen av reaksjonsprodukter. Når konsentrasjonen av produkter øker, skifter likevekten mot dannelsen av utgangsstoffer.

Generelle konklusjoner: under forsøkene etablerte vi eksperimentelt reaksjonshastighetens avhengighet av konsentrasjonen av utgangsstoffene (jo høyere konsentrasjon, jo høyere reaksjonshastighet); avhengighet av reaksjonshastigheten på temperatur (jo høyere temperatur, jo større reaksjonshastighet); hvordan konsentrasjonen av reagerende stoffer påvirker den kjemiske likevekten (med en økning i konsentrasjonen av utgangsstoffer, skifter den kjemiske likevekten mot dannelsen av produkter; med en økning i konsentrasjonen av produkter, skifter den kjemiske likevekten mot dannelsen av utgangsstoffer )

Kjemisk kinetikk

Kjemisk likevekt

Kjemisk kinetikk er en gren av kjemi som studerer hastigheten på en kjemisk reaksjon og faktorene som påvirker den.

Den grunnleggende gjennomførbarheten av prosessen bedømmes av verdien av endringen i Gibbs-energien til systemet. Den sier imidlertid ikke noe om den reelle muligheten for en reaksjon under gitte forhold, og gir heller ikke en idé om prosessens hastighet og mekanisme.

Å studere reaksjonshastigheter gjør det mulig å belyse mekanismen for komplekse kjemiske transformasjoner. Dette skaper et perspektiv for å kontrollere den kjemiske prosessen og gir mulighet for matematisk modellering av prosesser.

Reaksjoner kan være:

1. homogen– forekommer i ett medium (i gassfasen); bestå i sin helhet;

2. heterogen– ikke forekommer i samme miljø (mellom stoffer i forskjellige faser); pass på grensesnittet.

Under hastighet på kjemisk reaksjon forstå antall elementære reaksjonshendelser som oppstår per tidsenhet per volumenhet (for homogene reaksjoner) og per enhet overflateareal (for heterogene reaksjoner).

Siden konsentrasjonen av reaktantene endres under en reaksjon, er hastigheten vanligvis definert som endringen i konsentrasjonen av reaktantene per tidsenhet og uttrykkes i . I dette tilfellet er det ikke nødvendig å overvåke endringer i konsentrasjonen av alle stoffer som inngår i reaksjonen, siden den støkiometriske koeffisienten i reaksjonsligningen etablerer forholdet mellom konsentrasjoner, dvs. på hastigheten for ammoniakkakkumulering er dobbelt så høy som hydrogenforbruket.

. . fordi kan ikke være negativ, så de setter "–".

Hastighet i tidsintervall – ekte øyeblikkelig hastighet– 1. derivat av konsentrasjon med hensyn til tid.

Hastigheten av kjemiske reaksjoner avhenger :

1. fra naturen til de reagerende stoffene;

2. på konsentrasjonen av reagenser;

3. fra katalysatoren;

4. på temperatur;

5. på graden av maling av faststoffet (heterogene reaksjoner);

6. fra miljøet (løsninger);

7. om formen på reaktoren (kjedereaksjoner);

8. fra belysning (fotokjemiske reaksjoner).

Grunnloven for kjemisk kinetikk er lov om masseaksjon: hastigheten på en kjemisk reaksjon er proporsjonal med produktet av konsentrasjonene av reaktantene i reaksjonen

hvor er den kjemiske reaksjonshastighetskonstanten

Fysisk betydning kl.

Hvis reaksjonen ikke involverer 2 partikler, men flere, så: ~ i potenser lik de støkiometriske koeffisientene, dvs.: , Hvor

– indikator for rekkefølgen av reaksjonen som helhet (reaksjoner av første, andre, tredje... orden).

Antall partikler som deltar i denne reaksjonshendelsen bestemmer molekylæriteten til reaksjonen :

Monomolekylær ()

Bimolekylær ( )

Trimolekylær.

Det er ikke mer enn 3, fordi... kollisjon av mer enn 3 partikler samtidig er usannsynlig.

Når en reaksjon skjer i flere stadier, så er den totale reaksjonen det tregeste stadiet (begrensende stadiet).

Reaksjonshastighetens avhengighet av temperatur bestemmes empirisk van't Hoffs regel: med en økning i temperaturen med , øker hastigheten på en kjemisk reaksjon med 2–4 ganger: .

hvor er temperaturkoeffisienten for kjemisk reaksjonshastighet.

Ikke hver kollisjon av molekyler er ledsaget av deres interaksjon. De fleste molekyler spretter av som elastiske kuler. Og bare de aktive samhandler med hverandre under en kollisjon. Aktive molekyler har noe overskuddsenergi sammenlignet med inaktive molekyler, så i aktive molekyler er bindingene mellom dem svekket.

Energien for å overføre et molekyl til en aktiv tilstand er aktiveringsenergi. Jo mindre den er, jo mer partikler reagerer, desto større er hastigheten på den kjemiske reaksjonen.

Verdien avhenger av arten av de reagerende stoffene. Det er mindre enn dissosiasjon - den minst sterke bindingen i reagenser.

Endring under reaksjon:

Utgitt (eksotermisk)

Når temperaturen øker, øker antallet aktive molekyler og øker derfor.

Den kjemiske reaksjonskonstanten er relatert til

hvor er den pre-eksponensielle faktoren (relatert til sannsynlighet og antall kollisjoner).

Avhengig av arten av de reagerende stoffene og betingelsene for deres interaksjon, kan atomer, molekyler, radikaler eller ioner delta i de elementære reaksjonshandlingene.

Frie radikaler er ekstremt reaktive; det er svært få aktive radikalreaksjoner ().

Dannelsen av frie radikaler kan oppstå under dekomponering av stoffer ved temperatur, belysning, under påvirkning av kjernefysisk stråling, under elektrisk utladning og sterke mekaniske påvirkninger.

Mange reaksjoner oppstår gjennom kjedemekanisme. Det særegne ved kjedereaksjoner er at en primær aktiveringshandling fører til transformasjon av et stort antall molekyler av utgangsstoffene.

For eksempel: .

Ved vanlige temperaturer og diffus belysning går reaksjonen ekstremt sakte. Når en blanding av gasser varmes opp eller utsettes for lys rikt på UV-stråler (direkte sollys, lys fra en brann), eksploderer blandingen.

Denne reaksjonen fortsetter gjennom separate elementære prosesser. Først av alt, på grunn av absorpsjonen av et kvantum av energi fra UV-stråler (eller temperatur), dissosieres molekylet til frie radikaler - atomer: , så , så osv.

Naturligvis er det mulig for frie radikaler å kollidere med hverandre, noe som fører til kjedebrudd: .

I tillegg til temperatur har lys en betydelig innflytelse på stoffers reaktivitet. Effekten av lys (synlig, UV) på reaksjoner studeres av grenen av kjemi - fotokjemi.

Fotokjemiske prosesser er svært forskjellige. Under fotokjemisk virkning blir molekylene til reagerende stoffer, som absorberer lyskvanter, eksiterte, dvs. bli reaktive eller brytes ned til ioner og frie radikaler. Fotografering er basert på fotokjemiske prosesser - effekten av lys på fotosensitive materialer (fotosyntese).

En av de vanligste metodene for å akselerere kjemiske reaksjoner i kjemisk praksis er katalyse . Katalysatorer– stoffer som endrer en kjemisk reaksjon på grunn av deltakelse i mellomliggende kjemisk interaksjon med komponentene i reaksjonen, men gjenoppretter deres kjemiske sammensetning etter hver syklus med intermediær interaksjon.

Økningen i katalytisk reaksjon er assosiert med færre nye reaksjonsveier. Fordi i uttrykket for er en negativ eksponent, så forårsaker selv en liten reduksjon en veldig stor økning i den kjemiske reaksjonen.

Eksistere 2 typer katalysatorer :

homokatalysatorer;

heterokatalysatorer.

Biologiske katalysatorer - enzymer .

Inhibitorer– stoffer som bremser kjemiske reaksjoner.

Arrangører– stoffer som forsterker effekten av katalysatorer.

Reaksjoner som går i bare én retning og går til fullføring - irreversible(bunnfallsdannelse, gassutvikling). De er få.

De fleste reaksjoner - reversible : .

I henhold til loven om masseaksjon: – kjemisk likevekt .

Tilstanden til et system der foroverreaksjon = omvendt reaksjon kalles kjemisk likevekt .

.

Med økende temperatur, : for en endoterm reaksjon øker den, for en eksoterm reaksjon avtar den og forblir konstant.

Påvirkningen av ulike faktorer på plasseringen av kjemisk likevekt bestemmes La Chateliers prinsipp: hvis noen påvirkning utøves på et system som er i likevekt, så intensiveres prosesser i systemet som søker å redusere denne påvirkningen.