Hedef:

çözüm deneysel görevler kimyasal reaksiyon hızının reaktanların konsantrasyonuna, sıcaklığa, bir katalizörün varlığına ve tersinir kimyasal reaksiyonlara sahip sistemlerde kimyasal denge koşullarının hesaplanmasına bağımlılığının belirlenmesi ile ilgili.

Teorik konular

1. Homojen ve heterojen reaksiyonların hızı.

2. Homojen bir sistemde hız için kütle etkisi yasası.

3. Hız sabiti. Fiziksel anlamı.

4. Reaksiyon hızının sıcaklığa bağlılığı. Van't Hoff kuralı.

5. Kataliz kavramı.

6. Geri döndürülebilir ve geri döndürülemez kimyasal reaksiyonlar.

7. Kimyasal denge. Denge sabiti. Fiziksel anlamı.

8. Kimyasal dengede değişim. Le Chatelier ilkesi.

Kimyasal kinetik Kimyasal süreçlerin zaman içindeki seyrini inceler.

Kimyasal reaksiyon hızı n – reaksiyon alanının birim hacminde birim zaman Dt başına reaksiyona giren veya reaksiyonda oluşan Dn maddesinin miktarıdır N

Homojen reaksiyon - tüm hacim boyunca meydana gelir, reaktanlar ve reaksiyon ürünleri aynı fazdadır.

Birim hacim başına madde miktarı Dn/V – bu C'nin molar konsantrasyonudur.

Daha sonra ortalama hız homojen reaksiyon :

Homojen bir reaksiyonun hızını ölçme birimi mol l -1 s -1'dir.

Heterojen reaksiyon - bir faz sınırında bir reaksiyon meydana gelir, reaktanlar ve (veya) reaksiyon ürünleri farklı fazlardadır.

Heterojen bir reaksiyon için hız, reaktiflerin temas yüzey alanına (faz arayüz alanı S) bağlıdır.

Ortalama heterojen reaksiyon oranı

Heterojen bir reaksiyonun hızının ölçüm birimi mol m -2 s -1'dir.

Anında reaksiyon hızı– belirli bir anda konsantrasyondaki değişiklik; sonsuz küçük bir zaman diliminde dt

Kimyasal reaksiyonun hızı her zaman pozitiftir. Artı işareti “+” veya “-”, Δn maddesi miktarındaki değişimin pozitif mi yoksa negatif mi olduğunu, yani reaksiyon sırasında bir maddenin oluştuğunu veya tüketildiğini gösterir.

Reaksiyon hızı, reaktanların doğasına, konsantrasyonlarına, sıcaklığına ve katalizörün varlığına bağlıdır.

Kitlesel eylem yasası: Homojen bir reaksiyonun hızı, stokiyometrik katsayılara eşit güçlerde alınan reaktanların molar konsantrasyonlarının çarpımı ile orantılıdır.

aA + bB → cC + dD v= k[A] a [B] in, burada k hız sabitidir.

Reaksiyon denklemindeki stokiyometrik katsayısı daha büyük olan maddenin konsantrasyonu arttıkça hız daha büyük ölçüde artar.

Sıcaklık arttıkça reaksiyon hızı artar çünkü moleküllerin hızı artar ve dolayısıyla etkileşime yol açan aktif çarpışmaların sayısı artar. Reaksiyon hızının sıcaklığa bağımlılığı Van't Hoff kuralıyla ifade edilir: v 2 = v 1 ∙γ (t 2 - t 1)/10, burada

v 1 – başlangıç ​​sıcaklığındaki reaksiyon hızı t 1;

v 2 – t 2 sıcaklığında reaksiyon hızı

γ – sıcaklık katsayısı, değeri 2 ÷ 4'tür.

Reaksiyon hızı artar kataliz- başvuru katalizör- Reaksiyonu hızlandıran ancak etkileşime girmeyen madde. Katalizör kimyasal dengeyi değiştirmez ancak ileri ve geri reaksiyonları eşit şekilde hızlandırarak bunun daha hızlı gerçekleşmesini sağlar. Katalizör miktarı reaktiflerden çok daha azdır. Homojen kataliz (katalizör maddeleri aynı fazdadır) ve heterojen (farklı fazdadır) vardır.

Tersinir reaksiyonlar– ileri (®) ve geri () yönlerde aynı anda meydana gelen kimyasal reaksiyonlar.

Kimyasal denge– ileri ve geri reaksiyon hızlarının eşit olduğu, reaktiflerin ve reaksiyon ürünlerinin konsantrasyonlarının sabit olduğu sistem durumu.

Denge sabiti– reaksiyon ürünlerinin denge konsantrasyonlarının ürününün, reaktanların denge konsantrasyonlarının ürününe, denklemdeki stokiyometrik katsayıların gücüne oranına eşittir ve ileri reaksiyon hızının kaç kat daha büyük olduğunu gösterir. ters reaksiyonun hızından daha fazladır.

aA + bB « сС + dD,

veya gazlar için , Nerede R- kısmi basınç.

Denge sabiti sıcaklığa, reaksiyona giren maddelerin doğasına bağlıdır ve konsantrasyonlarına bağlı değildir. Kc>1'de reaksiyon, Kc'de yüksek verimde reaksiyon ürünleri verir.<<1 выход продуктов мал, преобладают исходные реагенты.

Sistemin parametrelerinden en az birinde meydana gelen bir değişiklik, dengesizliğe, konsantrasyonların değişmesine ve diğer denge değerleriyle yeni bir dengenin kurulmasına yol açar; denge değişimi.

Le Chatelier'in kuralı: Dengede olan bir sisteme dışarıdan bir etki uygulandığında sistemin dengesi bu etkiyi zayıflatan reaksiyona doğru kayar.

Deney 1 ve 2'de reaksiyonun homojen aşamasında farklı konsantrasyonlardaki sodyum tiyosülfatın ayrışma hızının H2S04 asidinin etkisi altında sıcaklığa bağımlılığını inceleyeceğiz.

Na2S203 + H2S04 → Na2S04 + S + H20 + SO2.

Na2S203 ve H2S04 etkileşime girdiğinde, kararsız tiyosülfürik asit H2S203 anında oluşur; bu, üretim sırasında kendiliğinden kükürt dioksit SO2 ve serbest kükürt S oluşturmak üzere ayrışır.

Tüm sürecin hızı, bu en yavaş aşamanın hızıyla belirlenir: H 2 S 2 O 3 → H 2 SO 3 + S

Ortaya çıkan kükürt suda çok az çözünür olduğundan süreç iki aşamaya ayrılabilir:

homojen - kükürt çözeltidedir, kükürt konsantrasyonu doymuştan azdır ve

heterojen - kükürt çökelir, doymuş konsantrasyon aşılır.

Doymuş kükürt konsantrasyonuna (kritik karışım noktası) ulaşıldığı anda, çözeltide opallik belirir - ışık saçılımında keskin bir artış (şeffaf çözelti bulanıklaşmaya başlar).

Homojen reaksiyon hızı v=C m /Δτ, burada

Δτ – 1 damla H2S04 ilavesinden opaklık görünene kadar reaksiyon süresi.

C m - Na 2 S 2 O 3'ün molar konsantrasyonu.

3. deneyde katalizörün - bakır sülfat CuS04 - sodyum tiyosülfat Na2 S'nin etkisi altında demir(III) tiyosiyanat Fe(SCN) 3'ün demir(II) tiyosülfat Fe(SCN) 2'ye indirgenme hızı üzerindeki etkisini inceleyeceğiz. 2 veya 3.

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

Bu reaksiyona katılan maddelerden yalnızca Fe(SCN)3 renklidir. Çözeltide kan kırmızısı renktedir. Çözeltinin renginin kaybolması reaksiyonun bittiğini gösterir.

Reaksiyon deneyinden hemen önce demir tiyosiyanat elde ediyoruz

4. deneyde tersinir bir reaksiyon örneğini kullanarak konsantrasyondaki bir değişiklikle kimyasal dengedeki değişimi inceleyeceğiz:

FeCl3 + 3KSCN → Fe(SCN)3 + 3KCl

Kırmızı bir renge sahip olan demir(III) tiyosiyanat Fe(SCN)3 konsantrasyonundaki bir değişiklik, reaksiyon kütlesinin renk yoğunluğunda bir değişikliğe yol açar ve dengenin hangi yöne kaydığını yargılamayı mümkün kılar.

Pratik görev:

1. Reaksiyonların reaksiyon hızı için bir ifade yazın:

2NO(g) + Cl 2 (g) → 2NOCl(g)

CaCO3 (k) → CaO (k) + C02 (g)

2. 2NO(g) + O 2 (g) → 2NO 2 (g) reaksiyon hızı nasıl değişecek?

reaksiyon kabının hacmini 5 kat azaltırsak?

3. H2 (g) + Cl2 (g) → 2HCl (g) sistemindeki denge = 0,025 mol/l, = 0,09 mol/l olarak kurulmuşsa, klor ve hidrojenin başlangıç ​​konsantrasyonlarını belirleyin.

Artan basınç ve sıcaklık reaksiyonların dengesini nasıl etkiler?

2 H 2 (g) + O 2 (g) → 2H 2 Ö (g), Q>0

C(k) + C02 (g) → 2CO(g), Q<0

4. Sıcaklıktaki azalma sistemdeki kimyasal denge durumunu nasıl etkileyecektir (bozulmaz mı; sola mı yoksa sağa mı kayar)?: 2NO+O 2 →2NO 2, ∆H<0.

5. Artan basınçla denge değişecek mi ve sistemdeki hangi yönde (doğrudan veya ters reaksiyona doğru): 4Fe(k) + 3O 2 (g) → 2Fe 2 O 3 (k).

Kimyasal kinetik Kimyasal reaksiyonların hızlarını inceleyen kimyanın bir dalıdır. Kimyasal reaksiyonlar farklı hızlarda meydana gelebilir (bir saniyenin küçük kesirlerinden onlarca yıl ve daha uzun zaman aralıklarına kadar). Reaksiyon hızları konusunu ele alırken homojen ve heterojen reaksiyonları birbirinden ayırmak gerekir. Homojen sistemler bir fazdan oluşur (örneğin herhangi bir gaz karışımı) ve heterojen– çeşitli aşamalardan (örneğin buzlu su). Faz geçiş sırasında özelliklerinde ani bir değişikliğin meydana geldiği, sistemin diğer parçalarından bir arayüzle ayrılan bir parçasıdır.

Homojen reaksiyon hızı sistemin birim hacminde birim zaman başına reaksiyona giren veya reaksiyon sırasında oluşan madde miktarıdır. Heterojen reaksiyonun hızı fazın birim yüzeyi başına birim zaman başına reaksiyona giren veya oluşan bir maddenin miktarıdır (veya bir katının yüzeyinin boyutunu belirlemenin zor olduğu durumlarda katı fazın kütlesi, hacmi):

v homog = ; v heterog = . Onlar. homojen reaksiyon hızışu şekilde tanımlanabilir Reaksiyona giren veya reaksiyon sırasında oluşan herhangi bir maddenin konsantrasyonunda birim zamanda meydana gelen değişiklik.

Kimyasal reaksiyonların çoğu geri dönüşümlüdür, yani hem ileri hem de geri yönde gerçekleşebilirler. Tersinir bir reaksiyonu ele alalım:

İleri ve geri reaksiyon oranları reaktiflerin konsantrasyonlarıyla aşağıdaki denklemlerle ilişkilidir:

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

Zamanla reaktiflerin tüketimi nedeniyle ileri reaksiyonun hızı azalacaktır. A Ve İÇİNDE ve konsantrasyonlarında bir azalma. Aksine, ürünler biriktikçe ters reaksiyonun hızı İLE Ve D artacak. Dolayısıyla belli bir süre sonra ileri ve geri reaksiyonların hızları birbirine eşitlenecektir. Kimyasal denge adı verilen, madde ve enerji akışının olmadığı bir sistem durumu kurulacaktır. Tersine çevrilebilir tüm süreçler tamamen ilerlemez, ancak yalnızca bir denge durumuna doğru ilerler; v x.r. pr = v x.r. varış.şöyle:

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

Nerede k- reaktiflerin sıcaklığına ve doğasına bağlı olan ancak ikincisinin konsantrasyonuna bağlı olmayan kimyasal denge sabiti. Bu, bir denge reaksiyon karışımının bileşiminin hesaplanmasına olanak tanıyan kütle etki yasasının matematiksel bir ifadesidir.

Reaksiyon hızını etkileyen en önemli faktörler şunlardır:

1. Reaksiyona giren maddelerin doğası;

2. Reaksiyona giren maddelerin konsantrasyonları;

3. Sıcaklık faktörü;

4. Katalizörlerin mevcudiyeti.

Bazı durumlarda heterojen reaksiyonların hızı, reaksiyonun meydana geldiği yüzeye yakın sıvı veya gazın hareket yoğunluğuna da bağlıdır.

1) Reaktanların konsantrasyonunun etkisi. Bir kimyasal reaksiyonun denklemini genel formda sunalım: aA+bB+…=, sonra v ch.r. =k[A] a [B] b aslında matematiksel bir gösterimdir kitlesel eylem kanunu 1864-1867'de K. Guldberg ve P. Waage tarafından deneysel olarak keşfedilmiştir. Bu kanuna göre; sabit bir sıcaklıkta v, c.r. reaksiyona giren maddelerin konsantrasyonlarının çarpımı ile orantılıdır ve her konsantrasyon, belirli bir maddenin formülünün önünde görünen katsayıya eşit bir dereceye kadar ürüne dahil edilir. reaksiyon denklemi. Reaksiyon hız sabitinin (k) değeri, reaktanların doğasına, sıcaklığa ve katalizörlerin varlığına bağlıdır, ancak maddelerin konsantrasyonuna bağlı değildir.

2) Bağımlılık v x.r. sıcaklığa ve reaksiyona giren maddelerin doğasına bağlıdır.Aktivasyon enerjisi E a (kJ/mol cinsinden), moleküllerin çarpışmalarının yeni bir madde oluşumuna yol açması için sahip olması gereken fazla enerjidir. E ve farklı reaksiyonlar farklıdır. Bu faktör v ch.r üzerinde reaksiyona giren maddelerin doğasını etkiler. . Eğer E bir<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 (yani çok önemli), o zaman böyle bir reaksiyonun hızı önemsizdir (örneğin, amonyak sentezinin reaksiyonu N2 + 3H2 = 2NH3 - bu reaksiyonun normal T'deki hızı, yüksek değerler nedeniyle ​​E a o kadar küçüktür ki sızıntının neredeyse imkansız olduğu fark edilebilir).

1889'da ünlü İsveçli kimyager Arrhenius deneysel verilerden hız sabitini sıcaklık ve aktivasyon enerjisiyle ilişkilendiren bir denklem türetti. Daha sonra bu denklem teorik olarak gerekçelendirildi. Arrhenius'a göre hız sabiti üstel olarak sıcaklığa bağlıdır: k=k maks ×exp(-E a /RT) burada R, 8,31 J/mol×K'ye eşit evrensel gaz sabitidir; kmax, reaktant moleküllerin tüm çarpışmaları aktif hale geldiğinde, sıfır aktivasyon enerjisinde veya sonsuz yüksek sıcaklıkta hız sabitinin mümkün olan maksimum değeri anlamına gelen ön-üssel bir faktördür. Arrhenius denklemi sıklıkla logaritmik formda kullanılır: lnk=lnk max -E a /RT.

Artan v h.r. artan sıcaklıkla genellikle karakterize edilir reaksiyon hızının sıcaklık katsayısı- Sistemin sıcaklığı 10 derece arttığında, söz konusu reaksiyonun hızının kaç kat arttığını gösteren bir değer. Sıcaklık katsayısı (g) farklı reaksiyonlar için farklıdır. Sıradan sıcaklıklarda çoğu reaksiyon için değeri 2 ila 4 aralığındadır (yani ghr = 2-4 katı).

Katalizörler reaksiyonda tüketilmeyen ancak hızını etkileyen maddelerdir. Katalizörlerin etkisi altında reaksiyon hızının değişmesi olgusuna denir. kataliz ve bu reaksiyonların kendileri katalitik. Katalizörün etkisi, kimyasal etkileşimin aktivasyon sınırındaki bir azalmadan kaynaklanmaktadır; Aktivasyon enerjisinde azalma. Katalizörlerin etkisi altında reaksiyonlar milyonlarca kez veya daha fazla hızlandırılabilir. Üstelik bazı reaksiyonlar katalizörler olmadan hiç gerçekleşmez. Katalizörler endüstride yaygın olarak kullanılmaktadır.

Ayırt etmek homojen Ve heterojen kataliz. Şu tarihte: homojen kataliz Katalizör ve reaktifler bir faz (gaz veya çözelti) oluşturduğunda ve heterojen kataliz– Katalizörün sistemde bağımsız bir faz olarak bulunması. Homojen katalizin bir örneği, Cr2072-, WO42-, vb. katalizörlerin varlığında hidrojen peroksitin su ve oksijene ayrışmasıdır. Heterojen kataliz örneği, kükürt dioksitin temas kullanılarak trioksite oksidasyonudur. metalurjik üretimin atık gazlarından sülfürik asit üretme yöntemi: SO 2 +0.5O 2 +H 2 O=(kt)=H 2 SO 4.

Sitede arama yapın:

2KİMYASAL KİNETİK VE KİMYASAL DENGE

2.1 KİMYASAL REAKSİYONLARIN KİNETİĞİ

Kimyasal reaksiyonlar farklı hızlarda meydana gelir. Bazıları tamamen saniyenin çok küçük kesirlerinde (patlama) tamamlanırken, bazıları ise dakikalar, saatler, günler ve uzun zaman dilimleri içerisinde gerçekleştirilir. Ek olarak, aynı reaksiyon bazı koşullar altında (örneğin yüksek sıcaklıklarda) hızlı bir şekilde, diğer koşullar altında ise (örneğin soğutma sırasında) yavaş ilerleyebilir. Üstelik aynı reaksiyonun hızları arasındaki fark çok büyük olabilir.

Reaksiyon hızları konusunu ele alırken homojen ve heterojen reaksiyonları birbirinden ayırmak gerekir. Bu kavramlarla yakından ilgili olan faz kavramıdır.

Faz geçiş sırasında özelliklerin aniden değiştiği bir sistemin diğer parçalarından bir arayüzle ayrılan parçasıdır.

Fazın hacminde homojen bir reaksiyon meydana gelir [örnek - hidrojen ve oksijenin su buharı oluşumu ile etkileşimi: H2(g) + O2(g) → H 2 O(g)] ve eğer reaksiyon heterojen ise, o zaman faz arayüzünde meydana gelir [örneğin, karbon yanması: C(ler) + O2(g) → C02(g)].

Homojen bir reaksiyonun hızı, fazın birim hacmi başına birim zamanda reaksiyona giren veya reaksiyon sırasında oluşan madde miktarıdır:

Nerede N- madde miktarı, mol; V- faz hacmi, l;τ - zaman; İLE- konsantrasyon, mol/l.

Heterojen bir reaksiyonun hızı, fazın birim yüzey alanı başına birim zaman başına bir reaksiyon sırasında reaksiyona giren veya oluşan madde miktarıdır:

Nerede S- faz arayüzünün alanı.

Homojen bir reaksiyonun hızını etkileyen en önemli faktörler şunlardır: reaktanların doğası, konsantrasyonları, sıcaklık ve katalizörlerin varlığı.

Reaksiyon hızının reaktanların konsantrasyonlarına bağımlılığı. Moleküller çarpıştığında aralarında bir reaksiyon meydana gelir. Bu nedenle reaksiyonun hızı, reaksiyona giren maddelerin moleküllerinin uğradığı çarpışma sayısıyla orantılıdır. Başlangıç ​​maddelerinin her birinin konsantrasyonu ne kadar yüksek olursa, çarpışma sayısı da o kadar fazla olur. Örneğin reaksiyon hızı A + B→ A ve B konsantrasyonlarının çarpımı ile orantılı:

v = k · [A] · [B],

Nerede k- orantılılık katsayısı, reaksiyon hızı sabiti olarak adlandırılır. Anlamlı değer k reaktanların konsantrasyonunun 1 mol/l olduğu durum için reaksiyon hızına eşittir.

Bu oran ifade eder kitlesel eylem kanunu Bu kanuna kanun da denir mevcut ağırlık : Sabit sıcaklıkta bir kimyasal reaksiyonun hızı, reaktanların konsantrasyonlarının çarpımı ile doğru orantılıdır.

Çok daha az sıklıkla, reaksiyona giren üç parçacığın eşzamanlı çarpışması sonucu bir reaksiyon meydana gelir. Örneğin reaksiyon

2A+B → bir 2B

üçlü çarpışma yoluyla ilerleyebilir:

A+ A + B→ bir 2B

Daha sonra, kütle etki yasasına uygun olarak, reaksiyona giren maddelerin her birinin konsantrasyonu, reaksiyon denklemindeki katsayıya eşit bir dereceye kadar reaksiyon hızının ifadesine dahil edilir:

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

Kütle etki yasası denklemindeki üslerin toplamına denir reaksiyon sırası. Örneğin, ikinci durumda, reaksiyon üçüncü derecedendir (ikinci - A maddesine göre ve birinci - B maddesine göre).

Reaksiyon hızının sıcaklığa bağımlılığı. Moleküller arasındaki çarpışma sayısını saymanın sonuçlarını kullanırsak, çarpışma sayısı o kadar büyük olacaktır ki, tüm reaksiyonların anında gerçekleşmesi gerekir. Bu çelişki, reaksiyona yalnızca bir miktar enerjiye sahip moleküllerin girmesiyle açıklanabilir.

Moleküllerin çarpışmasıyla yeni bir maddenin oluşması için sahip olması gereken fazla enerjiye denir. aktivasyon enerjisi (bkz. Şekil 2.1).

Şekil 2.1 - A ve B başlangıç ​​maddelerinden AB ürününün oluşumunun reaksiyonu için enerji diyagramı. A ve B moleküllerinin çarpışma enerjisi aşağıdakilerden büyük veya ona eşitse aktivasyon enerjileri E bir , daha sonra enerji bariyeri aşılır ve reaksiyon koordinatı boyunca hareket meydana gelir R başlangıç ​​malzemelerinden ürüne. Aksi takdirde, A ve B molekülleri arasında elastik bir çarpışma meydana gelir. Enerji bariyerinin tepesi, AB bağının kısmen oluştuğu geçiş durumuna (aktive edilmiş kompleks) karşılık gelir.

Sıcaklık arttıkça aktif moleküllerin sayısı artar Sıcaklık, moleküllerin ortalama kinetik enerjisinin bir ölçüsüdür, bu nedenle sıcaklığın arttırılması, moleküllerin ortalama hareket hızlarında bir artışa yol açar.. Bu nedenle sıcaklık arttıkça kimyasal reaksiyonun hızı da artmalıdır. Isıtma üzerine reaksiyon hızındaki artış genellikle şu şekilde karakterize edilir: reaksiyon hızının sıcaklık katsayısı (γ ) - sıcaklık 10 derece arttığında belirli bir reaksiyonun hızının kaç kat arttığını gösteren sayı. Matematiksel olarak bu bağımlılık ifade edilir kural Hoff değil :

,

Nerede v 1 - sıcaklıktaki hız T 1 ; v 2 - sıcaklıkta hız T 2. Çoğu reaksiyon için sıcaklık katsayısıγ 2 ila 4 aralığında yer almaktadır.

Daha kesin olarak, reaksiyon hızının (veya daha doğrusu hız sabitinin) sıcaklığa bağımlılığı ifade edilir. Arrhenius denklemi :

,

Nerede A - ön üstel yalnızca reaktanların doğasına bağlı olan bir çarpan; Ea - başlangıç ​​malzemeleri ile reaksiyon ürünlerini ayıran enerji bariyerinin yüksekliği olan aktivasyon enerjisi (bkz. Şekil 2.1); R R=8.3144 J/(mol. K). Yaklaşık hesaplamalarda sıklıkla R = 8,31 J/(mol. K) alınır. - evrensel gaz sabiti; T T - mutlak sıcaklık (Kelvin ölçeğinde). Denklem ile Celsius cinsinden sıcaklıkla ilgilidir.
T = toC + 273,15.
Yaklaşık hesaplamalarda ilişki kullanılır
T = to C + 273. -

Kimyasal kinetik ve denge

İşin amacı: Sıcaklığın reaksiyon hızı üzerindeki etkisinin, konsantrasyonun kimyasal dengedeki değişime etkisinin incelenmesi.

Teorik arka plan:

Kimyasal reaksiyonun hızı birim hacim başına (homojen reaksiyonlar için) veya birim arayüz yüzeyi başına (heterojen reaksiyonlar için) birim zamanda reaksiyona giren veya reaksiyon sonucu oluşan madde miktarıdır.

Belirli bir süre boyunca?f = f 2 f 1 reaksiyona katılan maddelerden birinin konsantrasyonu?C = C2C1 kadar azalırsa, belirtilen süre boyunca kimyasal reaksiyonun ortalama hızı şuna eşittir:

V değeri, belirli bir süre boyunca kimyasal bir işlemin hızını ifade eder. Dolayısıyla ne kadar küçük olursa ortalama hız gerçek hıza o kadar yakın olacaktır.

Kimyasal reaksiyonun hızı aşağıdaki faktörlere bağlıdır:

1) reaksiyona giren maddelerin doğası ve konsantrasyonu;

2) reaksiyon sisteminin sıcaklığı;

3) bir katalizörün varlığı;

4) basınç,

5) faz arayüzünün büyüklüğü ve sistemin karışım hızı (heterojen reaksiyonlar için);

6) çözücü türü.

Reaktif konsantrasyonlarının etkisi. Bir reaksiyonun hızı, reaksiyona giren maddelerin moleküllerinin çarpışma sayısıyla orantılıdır. Başlangıç ​​maddelerinin her birinin konsantrasyonu arttıkça çarpışma sayısı da artar.

Konsantrasyonun kimyasal reaksiyon hızı üzerindeki etkisinin genel bir formülasyonu şu şekilde verilmektedir: kitlesel eylem kanunu(1867, Guldberg, Waage, Beketov).

Sabit bir sıcaklıkta, bir kimyasal reaksiyonun hızı, eşitleyici (stokiyometrik) katsayılarının güçleri olarak alınan, reaksiyona giren maddelerin konsantrasyonlarının çarpımı ile orantılıdır.

aA + bB = cC V = K[A] a [B] b reaksiyonu için,

burada K orantı katsayısı veya hız sabitidir;

Eğer [A] = 1 mol/l, [B] = 1 mol/l ise V = K, dolayısıyla fiziksel anlamı

hız sabitleri K: hız sabiti, birliğe eşit reaktanların konsantrasyonlarındaki reaksiyon hızına eşittir.

Sıcaklığın reaksiyon hızına etkisi. Sıcaklık arttıkça reaksiyona giren moleküllerin çarpışma sıklığı artar ve dolayısıyla reaksiyon hızı artar.

Sıcaklığın homojen reaksiyonların hızı üzerindeki niceliksel etkisi Van't Hoff kuralı ile ifade edilebilir.

Van't Hoff kuralına göre sıcaklık 10 derece arttığında (azaldığında), kimyasal reaksiyonun hızı 2-4 kat artar (azalır):

nerede V (T 2 ) ve V (T 1 ) - uygun sıcaklıklarda kimyasal reaksiyonun hızı; f(t) 2 ) Ve f(t) 1 ) - uygun sıcaklıklarda kimyasal reaksiyonun süresi; G - Van't Hoff sıcaklık katsayısı 2-4 aralığında sayısal değer alabilmektedir.

Aktivasyon enerjisi. Moleküllerin çarpışması ve yeni bir maddenin oluşması için sahip olması gereken fazla enerjiye, belirli bir reaksiyonun aktivasyon enerjisi denir (kJ/mol olarak ifade edilir). Aktivasyon yöntemlerinden biri sıcaklığı arttırmaktır: sıcaklık arttıkça aktif parçacıkların sayısı büyük ölçüde artar, bu nedenle reaksiyon hızı keskin bir şekilde artar.

Reaksiyon hızının sıcaklığa bağımlılığı Arrhenius denklemi ile ifade edilir:

burada K kimyasal reaksiyonun hız sabitidir; E a - aktivasyon enerjisi;

R - evrensel gaz sabiti; A - sabit; exp doğal logaritmanın tabanıdır.

Aktivasyon enerjisinin büyüklüğü, aşağıdaki formüle göre sırasıyla T1 ve T2 sıcaklıklarında hız sabiti K1 ve K2'nin iki değeri biliniyorsa belirlenebilir:

Kimyasal denge.

Tüm kimyasal reaksiyonlar iki gruba ayrılabilir: geri döndürülemez ve geri döndürülebilir. Geri dönüşü olmayan reaksiyonlar, reaktanlardan biri tamamen tükenene kadar tamamlanmaya devam eder, yani. yalnızca tek yönde akar. Tersinir reaksiyonlar tamamlanmaya devam etmez. Tersinir bir reaksiyonda reaktanların hiçbiri tamamen tükenmez. Hem ileri hem de geri yönde tersinir bir reaksiyon meydana gelebilir.

Kimyasal denge, ileri ve geri reaksiyon hızlarının eşit olduğu bir sistemin durumudur.

Geri dönüşümlü bir reaksiyon için

M A+ N B? P C+ Q D

kimyasal denge sabiti

Tersinir kimyasal reaksiyonlarda denge, stokiyometrik katsayılara eşit güçlere yükseltilmiş ürün konsantrasyonlarının çarpımının, yine karşılık gelen güçlere yükseltilmiş başlangıç ​​​​maddelerinin konsantrasyonlarının ürününe oranının bir sabite eşit olduğu anda kurulur. değerine kimyasal denge sabiti denir.

Kimyasal denge sabiti reaktanların doğasına ve sıcaklığa bağlıdır. Dengenin kurulduğu konsantrasyonlara denge denir. Dış koşullardaki (konsantrasyon, sıcaklık, basınç) bir değişiklik, sistemdeki kimyasal dengenin değişmesine ve yeni bir denge durumuna geçişine neden olur.

Bir reaksiyon sisteminin bir durumdan diğerine bu şekilde geçişine kimyasal dengenin yer değiştirmesi (veya kayması) denir.

Kimyasal dengedeki değişimin yönü Le Chatelier ilkesiyle belirlenir: Kimyasal denge halindeki bir sisteme herhangi bir dış etki uygulanırsa (konsantrasyon, sıcaklık, basınç değişimi), bu sistemde üretilen etkiyi zayıflatma eğiliminde olan süreçler kendiliğinden ortaya çıkar.

Başlangıç ​​reaktiflerinden birinin konsantrasyonundaki bir artış dengeyi sağa kaydırır (doğrudan reaksiyon artar); Reaksiyon ürünlerinin konsantrasyonundaki bir artış dengeyi sola kaydırır (ters reaksiyon yoğunlaşır).

Bir reaksiyon, gaz moleküllerinin sayısında bir artışla ilerliyorsa (yani, reaksiyon denkleminin sağ tarafında, toplam gaz molekülü sayısı, sol taraftaki gaz halindeki maddelerin molekül sayısından daha fazlaysa), o zaman bir artış olur. Basıncın artması reaksiyonu engeller, basıncın azalması ise reaksiyonun lehine olur.

Sıcaklık arttığında denge endotermik reaksiyona doğru kayar, sıcaklık azaldığında ise ekzotermik reaksiyona doğru kayar.

Katalizör hem ileri hem de geri reaksiyonların hızını aynı sayıda değiştirir. Bu nedenle katalizör dengede bir kaymaya neden olmaz, yalnızca dengeye ulaşmak için gereken süreyi kısaltır veya artırır.

Deney No. 1 Homojen bir reaksiyonun hızının başlangıç ​​reaktiflerinin konsantrasyonuna bağımlılığı.

b Aletler, ekipmanlar: test tüpleri, kronometre, sodyum tiyosülfat (III) çözeltileri, dil. sülfürik asit (1M), su.

b Metodoloji: Bu bağımlılık, aşağıdaki denkleme göre ilerleyerek, sodyum tiyosülfat ve sülfürik asit arasındaki homojen reaksiyonun klasik örneği kullanılarak incelenebilir.

Na 2 S 2 Ö 3 + H 2 S0 4 = Na 2 S0 4 + Sv + S0 2 ^ + H 2 O.

İlk başta kükürt su ile kolloidal bir çözelti oluşturur (çok az algılanabilen bulanıklık). Bir kronometre ile, boşaltma anından zar zor farkedilen bir bulanıklığın ortaya çıkmasına kadar geçen süreyi ölçmek gerekir. Reaksiyon süresini (saniye cinsinden) bilerek reaksiyonun bağıl hızını belirleyebilirsiniz; zamanın karşılıklılığı:

kimyasal homojen kinetik

Deney için üç adet kuru, temiz test tüpü hazırlamalı ve bunları numaralandırmalısınız. Birincisine 4 damla sodyum tiyosülfat çözeltisi ve 8 damla su ekleyin; ikincisinde - 8 damla sodyum tiyosülfat ve 4 damla su; üçüncü - 12 damla sodyum tiyosülfat. Test tüplerini çalkalayın.

Test tüpü 1'deki sodyum tiyosülfatın molar konsantrasyonunu koşullu olarak "c" olarak belirlersek, buna göre test tüpü 2'de 2 s mol, test tüpü 3 - 3 s mol olacaktır.

Test tüpü 1'e bir damla sülfürik asit ekleyin ve aynı zamanda kronometreyi açın: test tüpünü sallayın, göz hizasında tutarak test tüpündeki bulanıklığın görünümünü izleyin. En ufak bir bulanıklık göründüğünde kronometreyi durdurun, reaksiyon süresini not edin ve tabloya yazın.

Benzer deneyleri ikinci ve üçüncü test tüpleriyle gerçekleştirin. Deneysel verileri laboratuvar günlüğüne tablo şeklinde girin.

b Sonuç: Sodyum tiyosülfat konsantrasyonu arttıkça bu reaksiyonun hızı artar. Bağımlılık grafiği orijinden geçen düz bir çizgidir.

2 numaralı deneyimi yaşayın. Homojen reaksiyon hızının sıcaklığa bağımlılığının incelenmesi.

b Aletler ve ekipmanlar: test tüpleri, kronometre, termometre, sodyum tiyosülfat (III), sülfürik asit (1M) çözeltileri

b Metodoloji:

Üç adet temiz, kuru test tüpü hazırlayın ve bunları numaralandırın. Her birine 10 damla sodyum tiyosülfat çözeltisi ekleyin. 1 numaralı test tüpünü oda sıcaklığındaki bir bardak suya yerleştirin ve 1…2 dakika sonra sıcaklığı not edin. Daha sonra test tüpüne bir damla sülfürik asit ekleyin, aynı anda kronometreyi açın ve zayıf, zar zor farkedilebilen bir bulanıklık göründüğünde durdurun. Asidin test tüpüne eklendiği andan bulanıklığın ortaya çıkmasına kadar geçen süreyi saniye cinsinden kaydedin. Sonucu tabloya kaydedin.

Daha sonra bardaktaki suyun sıcaklığını ya sıcak ocakta ısıtarak ya da sıcak su ile karıştırarak tam olarak 10 0 artırın. 2 numaralı test tüpünü bu suya yerleştirin, birkaç dakika tutun ve bir damla sülfürik asit ekleyin, aynı anda kronometreyi açın, test tüpünü içeriğiyle birlikte bir bardak su içinde bulanıklık oluşana kadar çalkalayın. Çok az fark edilir bir bulanıklık ortaya çıkarsa, kronometreyi kapatın ve kronometre okumalarını tabloya girin. Üçüncü deney tüpüyle de benzer bir deney yapın. İlk önce beherdeki sıcaklığı 10 0 daha artırın, 3 numaralı test tüpünü içine yerleştirin, birkaç dakika tutun ve kronometreyi açıp test tüpünü sallarken bir damla sülfürik asit ekleyin.

Deney sonuçlarını bir grafikte ifade edin; hızı ordinat eksenine, sıcaklığı ise apsis eksenine çizin.

Reaksiyonun sıcaklık katsayısını belirleyin g

b Sonuç: Deney sırasında ortalama sıcaklık katsayısı hesaplandı ve bunun 1,55'e eşit olduğu ortaya çıktı. İdeal olarak öyle

2-4. İdealden sapma, çözeltinin bulanıklık süresinin ölçülmesindeki hatayla açıklanabilir. Reaksiyon hızının sıcaklığa karşı grafiği, 0'dan geçmeyen bir parabol dalı biçimindedir. Artan sıcaklıkla reaksiyon hızı artar.

Deney No. 3 Reaktanların konsantrasyonunun kimyasal denge üzerindeki etkisi.

b Aletler ve ekipmanlar: test tüpleri, potasyum klorür (kristal), demir (III) klorür çözeltileri, potasyum tiyosiyanat (doymuş), damıtılmış su, silindir

b Metodoloji:

Tersinir bir reaksiyonun klasik bir örneği, ferrik klorür ile potasyum tiyosiyanat arasındaki etkileşimdir:

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

kırmızı

Ortaya çıkan demir tiyosiyanat, yoğunluğu konsantrasyona bağlı olan kırmızı bir renge sahiptir. Çözeltinin rengi değiştirilerek, reaksiyon karışımındaki demir tiyosiyanat içeriğinin artmasına veya azalmasına bağlı olarak kimyasal dengedeki değişim değerlendirilebilir. Bu sürecin denge sabiti için bir denklem oluşturun.

Bir ölçüm kabına veya silindire 20 ml damıtılmış su dökün ve bir damla doymuş demir (III) klorür çözeltisi ve bir damla doymuş potasyum tiyosiyanat çözeltisi ekleyin. . Ortaya çıkan renkli çözeltiyi eşit olarak dört test tüpüne dökün. Test tüplerini numaralandırın.

Birinci test tüpüne bir damla doymuş demir (III) klorür çözeltisi ekleyin. İkinci test tüpüne bir damla doymuş potasyum tiyosiyanat çözeltisi ekleyin. Üçüncü test tüpüne kristal potasyum klorür ekleyin ve kuvvetlice sallayın. Dördüncü test tüpü karşılaştırma amaçlıdır.

Le Chatelier ilkesine dayanarak, her bir durumda renk değişimine neyin sebep olduğunu açıklayın.

Deneyin sonuçlarını formdaki bir tabloya yazın

Birinci ve ikinci durumda başlangıç ​​maddelerinin konsantrasyonunu arttırdık, böylece daha yoğun bir renk elde edildi. Üstelik ikinci durumda renk daha koyudur çünkü KSCN konsantrasyonu kübik oranda değişir. Üçüncü deneyde son maddenin konsantrasyonunu arttırdık, böylece çözeltinin rengi açıldı.

Sonuç: Başlangıç ​​maddelerinin konsantrasyonunun artmasıyla denge, reaksiyon ürünlerinin oluşumuna doğru kayar. Ürünlerin konsantrasyonu arttıkça denge başlangıç ​​maddelerinin oluşumuna doğru kayar.

Genel sonuçlar: deneyler sırasında reaksiyon hızının başlangıç ​​maddelerinin konsantrasyonuna bağımlılığını deneysel olarak belirledik (konsantrasyon ne kadar yüksek olursa reaksiyon hızı da o kadar yüksek olur); reaksiyon hızının sıcaklığa bağlılığı (sıcaklık ne kadar yüksek olursa reaksiyon hızı da o kadar büyük olur); reaksiyona giren maddelerin konsantrasyonunun kimyasal dengeyi nasıl etkilediği (başlangıç ​​​​maddelerinin konsantrasyonundaki bir artışla, kimyasal denge ürünlerin oluşumuna doğru kayar; ürünlerin konsantrasyonundaki bir artışla, kimyasal denge başlangıç ​​​​maddelerinin oluşumuna doğru kayar) )

Kimyasal kinetik

Kimyasal denge

Kimyasal kinetik, kimyasal reaksiyonun hızını ve onu etkileyen faktörleri inceleyen bir kimya dalıdır.

Sürecin temel uygulanabilirliği, sistemin Gibbs enerjisindeki değişimin değeriyle değerlendirilir. Ancak belirli koşullar altında bir reaksiyonun gerçek olasılığı hakkında hiçbir şey söylemediği gibi, sürecin hızı ve mekanizması hakkında da bir fikir vermez.

Reaksiyon hızlarının incelenmesi, karmaşık kimyasal dönüşümlerin mekanizmasının aydınlatılmasını mümkün kılar. Bu, kimyasal prosesin kontrol edilmesine yönelik bir bakış açısı yaratır ve proseslerin matematiksel modellenmesine olanak tanır.

Reaksiyonlar şunlar olabilir:

1. homojen– tek bir ortamda meydana gelir (gaz fazında); bütünüyle geçmek;

2. heterojen– aynı ortamda oluşmaması (farklı fazlardaki maddeler arasında); arayüzden geçin.

Altında kimyasal reaksiyonun hızı Birim zamanda, birim hacimde (homojen reaksiyonlar için) ve birim yüzey alanında (heterojen reaksiyonlar için) meydana gelen temel reaksiyon olaylarının sayısını anlayın.

Reaksiyon sırasında reaktanların konsantrasyonu değiştiğinden, hız genellikle reaktanların konsantrasyonunun birim zamandaki değişimi olarak tanımlanır ve ile ifade edilir. Bu durumda, reaksiyon denklemindeki stokiyometrik katsayı konsantrasyonlar arasındaki ilişkiyi kurduğundan, reaksiyona dahil olan tüm maddelerin konsantrasyonundaki değişiklikleri izlemeye gerek yoktur; en Amonyak birikim oranı hidrojen tüketiminin iki katıdır.

. . Çünkü negatif olamaz, bu yüzden “-” koyarlar.

Zaman aralığında hız – gerçek anlık hız– Konsantrasyonun zamana göre 1. türevi.

Kimyasal reaksiyonların hızı bağlıdır :

1. reaksiyona giren maddelerin doğasından;

2. reaktiflerin konsantrasyonu;

3. katalizörden;

4. sıcaklık konusunda;

5. katının öğütülme derecesi (heterojen reaksiyonlar);

6. çevreden (çözümler);

7. reaktörün şekli (zincirleme reaksiyonlar);

8. aydınlatmadan (fotokimyasal reaksiyonlar).

Kimyasal kinetiğin temel yasası kitlesel eylem kanunu: Bir kimyasal reaksiyonun hızı, reaksiyondaki reaktanların konsantrasyonlarının çarpımı ile orantılıdır.

kimyasal reaksiyon hızı sabiti nerede

Fiziksel anlamı .

Reaksiyon 2 parçacık değil de daha fazlasını içeriyorsa, bu durumda: ~ stokiyometrik katsayılara eşit güçlerde, yani: , Nerede

– bir bütün olarak reaksiyonun sırasının göstergesi (birinci, ikinci, üçüncü... dereceden reaksiyonlar).

Bu reaksiyon olayına katılan parçacıkların sayısı belirler reaksiyonun molekülerliği :

Monomoleküler ()

Bimoleküler ( )

Trimoleküler.

3'ten fazlası yok çünkü... Aynı anda 3'ten fazla parçacığın çarpışması pek olası değildir.

Bir reaksiyon birkaç aşamada meydana geldiğinde, genel reaksiyon = en yavaş aşama (sınırlayıcı aşama).

Reaksiyon hızının sıcaklığa bağımlılığı ampirik olarak belirlenir van't Hoff kuralı: sıcaklıktaki artışla kimyasal reaksiyonun hızı 2-4 kat artar: .

kimyasal reaksiyon hızının sıcaklık katsayısı nerede.

Moleküllerin her çarpışmasına etkileşimleri eşlik etmez. Çoğu molekül elastik toplar gibi sıçrar. Ve çarpışma sırasında yalnızca aktif olanlar birbirleriyle etkileşime girer. Aktif moleküller, aktif olmayan moleküllere göre bir miktar fazla enerjiye sahiptir, dolayısıyla aktif moleküllerde aralarındaki bağlar zayıflar.

Bir molekülü aktif duruma geçirmek için gereken enerji aktivasyon enerjisidir. Ne kadar küçük olursa, parçacıklar o kadar fazla reaksiyona girer, kimyasal reaksiyonun hızı da o kadar büyük olur.

Değer, reaksiyona giren maddelerin doğasına bağlıdır. Reaktiflerdeki en az güçlü bağ olan ayrışmadan daha azdır.

Reaksiyon sırasındaki değişiklik:

Serbest bırakıldı (ekzotermik)

Sıcaklık arttıkça aktif moleküllerin sayısı artar ve dolayısıyla artar.

Kimyasal reaksiyon sabiti aşağıdakilerle ilgilidir:

ön-üstel faktör nerede (çarpışma olasılığı ve sayısıyla ilgili).

Reaksiyona giren maddelerin doğasına ve etkileşim koşullarına bağlı olarak atomlar, moleküller, radikaller veya iyonlar temel reaksiyon eylemlerinde yer alabilir.

Serbest radikaller son derece reaktiftir; çok az sayıda aktif radikal reaksiyonu vardır ().

Serbest radikallerin oluşumu, maddelerin sıcaklıkta, aydınlatmada, nükleer radyasyonun etkisi altında, elektrik deşarjı sırasında ve güçlü mekanik etkilerde ayrışması sırasında meydana gelebilir.

Birçok reaksiyon meydana gelir zincir mekanizması. Zincir reaksiyonlarının özelliği, birincil bir aktivasyon eyleminin, çok sayıda başlangıç ​​​​maddesi molekülünün dönüşümüne yol açmasıdır.

Örneğin: .

Sıradan sıcaklıklarda ve dağınık aydınlatmada reaksiyon son derece yavaş ilerler. Bir gaz karışımı ısıtıldığında veya UV ışınları açısından zengin ışığa (doğrudan güneş ışığı, ateşten gelen ışık) maruz bırakıldığında karışım patlar.

Bu reaksiyon ayrı temel işlemlerle ilerler. Her şeyden önce, UV ışınlarından (veya sıcaklıktan) bir miktar enerjinin emilmesi nedeniyle, molekül serbest radikallere, yani atomlara ayrışır: , sonra , sonra vb.

Doğal olarak serbest radikallerin birbirleriyle çarpışması da mümkündür, bu da zincirin kırılmasına yol açar: .

Sıcaklığın yanı sıra ışığın da maddelerin reaktivitesi üzerinde önemli bir etkisi vardır. Işığın (görünür, UV) reaksiyonlar üzerindeki etkisi kimya - fotokimya dalı tarafından incelenmektedir.

Fotokimyasal süreçler çok çeşitlidir. Fotokimyasal etki sırasında, ışık kuantumunu emen reaksiyona giren maddelerin molekülleri heyecanlanır; reaktif hale gelir veya iyonlara ve serbest radikallere parçalanır. Fotoğrafçılık, fotokimyasal süreçlere - ışığın ışığa duyarlı malzemeler üzerindeki etkisine (fotosentez) dayanmaktadır.

Kimyasal uygulamada kimyasal reaksiyonları hızlandırmanın en yaygın yöntemlerinden biri kataliz . Katalizörler- reaksiyonun bileşenleri ile ara kimyasal etkileşimlere katılım nedeniyle kimyasal reaksiyonu değiştiren, ancak her ara etkileşim döngüsünden sonra kimyasal bileşimlerini eski haline getiren maddeler.

Katalitik reaksiyondaki artış, daha az sayıda yeni reaksiyon yolu ile ilişkilidir. Çünkü for ifadesinde negatif bir üs varsa, küçük bir azalma bile kimyasal reaksiyonda çok büyük bir artışa neden olur.

Var 2 tip katalizör :

homokatalizörler;

heterokatalizörler.

Biyolojik katalizörler – enzimler .

İnhibitörler– kimyasal reaksiyonları yavaşlatan maddeler.

Destekçiler– katalizörlerin etkisini artıran maddeler.

Tek yönde ilerleyen ve tamamlanmaya giden reaksiyonlar - geri döndürülemez(çökelti oluşumu, gaz oluşumu). Bunlardan çok azı var.

Çoğu tepki - geri dönüşümlü : .

Kitle eylemi yasasına göre: – kimyasal denge .

İleri reaksiyon=geri reaksiyon olan bir sistemin durumuna denir. kimyasal denge .

.

Sıcaklık arttıkça: endotermik reaksiyonda artar, ekzotermik reaksiyonda azalır ve sabit kalır.

Çeşitli faktörlerin kimyasal denge pozisyonu üzerindeki etkisi belirlenir La Chatelier'in ilkesi: Dengede olan bir sisteme herhangi bir etki uygulandığında sistemdeki bu etkiyi azaltmaya yönelik süreçler yoğunlaşır.