Dependența debitului reacție chimică temperatura este determinată de regula lui Van't Hoff.
chimist olandez nu Hoff Jacob Hendrik, fondatorul stereochimiei, a devenit primul laureat în 1901 Premiul Nobelîn chimie. I-a fost acordat pentru descoperirea legilor dinamicii chimice și ale presiunii osmotice. Van't Hoff a introdus conceptul de structură spațială chimicale. Era încrezător că progresul în cercetarea fundamentală și aplicată în chimie poate fi realizat folosind metode fizice și matematice. După ce a dezvoltat teoria vitezei de reacție, el a creat cinetica chimică.
Viteza de reacție chimică
Deci, cinetica reacțiilor chimice este studiul ratei de apariție, a ceea ce interacțiune chimică apare în timpul reacțiilor și dependența reacțiilor de diverși factori. Reacțiile diferite au rate diferite de apariție.
Viteza de reacție chimică depinde direct de natura substanțelor chimice care intră în reacție. Unele substanțe, cum ar fi NaOH și HCl, pot reacționa într-o fracțiune de secundă. Și unele reacții chimice durează ani de zile. Un exemplu de astfel de reacție este ruginirea fierului.
Viteza reacției depinde și de concentrația reactanților. Cu cât concentrația de reactivi este mai mare, cu atât viteza de reacție este mai mare. În timpul reacției, concentrația de reactivi scade, prin urmare, viteza de reacție încetinește. Adică, în momentul inițial viteza este întotdeauna mai mare decât în orice moment ulterior.
V = (C end – De la început)/(t final – t start)
Concentrațiile de reactiv sunt determinate la anumite intervale de timp.
regula lui Van't Hoff
Un factor important de care depinde viteza reacțiilor este temperatura.
Toate moleculele se ciocnesc cu altele. Numărul de impacturi pe secundă este foarte mare. Dar, cu toate acestea, reacțiile chimice nu au loc cu o viteză mare. Acest lucru se întâmplă deoarece în timpul reacției moleculele trebuie să se adune complex activat. Și numai moleculele active îl pot forma, energie cinetică care sunt suficiente pentru aceasta. Cu un număr mic de molecule active, reacția decurge lent. Pe măsură ce temperatura crește, numărul de molecule active crește. În consecință, viteza de reacție va fi mai mare.
Van't Hoff credea că viteza unei reacții chimice este o schimbare naturală a concentrației substanțelor care reacţionează pe unitatea de timp. Dar nu este întotdeauna uniformă.
Regula lui Van't Hoff spune că la fiecare creștere cu 10° a temperaturii, viteza unei reacții chimice crește de 2-4 ori .
Din punct de vedere matematic, regula lui van't Hoff arată astfel:
Unde V 2 t 2, A V 1 – viteza de reacție la temperatură t1;
ɣ - coeficientul de temperatură al vitezei de reacție. Acest coeficient este raportul constantelor de viteză la temperatură t+10Şi t.
Deci, dacă ɣ = 3, iar la 0 o C reacția durează 10 minute, apoi la 100 o C va dura doar 0,01 secunde. O creștere bruscă a vitezei unei reacții chimice se explică printr-o creștere a numărului de molecule active odată cu creșterea temperaturii.
Regula lui Van't Hoff este aplicabilă numai în intervalul de temperatură 10-400 o C. Reacţiile la care participă molecule mari nu se supun regulii lui Van't Hoff.
Creșterea temperaturii accelerează toate reacțiile chimice. Van't Hoff a stabilit iniţial experimental că atunci când Pentru fiecare creștere de 10 grade a temperaturii, viteza crește de 2 ¸ de 4 ori ( regula lui van't Hoff ). Aceasta corespunde dependenței de putere a vitezei de temperatură:
unde T > T 0, g - coeficientul de temperatură van't Hoff.
Cu toate acestea, această ecuație nu este justificată teoretic ; datele experimentale sunt descrise mai bine de o funcție exponențială (ecuația Arrhenius):
,
unde A este un factor pre-exponențial care nu depinde de T, E a este energia de activare a unei reacții chimice (kJ/mol), R este constanta universală a gazului.
Ecuația lui Arrhenius este de obicei scrisă pentru constanta vitezei:
.
Această ecuație este justificată teoretic de metodele fizicii statistice. Calitativ, această justificare este următoarea: deoarece reacțiile apar ca urmare a ciocnirilor aleatorii ale moleculelor, aceste ciocniri sunt caracterizate de un set aproape continuu de energii de la cea mai mică la cea mai mare. Evident, reacția va avea loc numai atunci când moleculele se ciocnesc cu suficientă energie pentru a rupe (sau întinde semnificativ) unele legături chimice. Pentru fiecare sistem, există un prag de energie E a, de la care energia este suficientă pentru a avea loc curba 1 din figura 5.1. Deoarece coliziunile au loc cu o frecvență care depinde de temperatură conform unei legi exponențiale, se obțin formulele 5.9 și 5.10. Atunci factorii pre-exponenţiali A şi k 0 reprezintă o caracteristică a numărului total de coliziuni, iar termenul este proporţia coliziunilor efective.
Analiza datelor experimentale se realizează folosind forma logaritmică a ecuației Arrhenius:
.
Orarul este construit în așa-numitul coordonatele lui Arrhenius
(ln k -),Fig. 7,2; din grafic găsiți k o și E a.
Având în vedere date experimentale pentru două temperaturi k o și E a, este ușor de găsit teoretic:
; 
;
Viteza unei reacții chimice depinde în mare măsură de energia de activare. Pentru marea majoritate a reacțiilor se află în intervalul de la 50 la 250 kJ/mol. Reacţii pentru care
E a > 150 kJ/mol, practic nu se scurge la temperatura camerei.
Exemplul 1. Reacția complexă ireversibilă 2N 2 O 5 = 4NO 2 + O 2 este o reacție de ordinul întâi. Cum se va schimba viteza atunci când presiunea crește de 5 ori?
Soluţie. Ecuația cinetică pentru această reacție este vedere generală: V = k·a. Deoarece reacția este complexă, este posibil ca a ¹ 2. Conform condiției, ordinea reacției este
a = 1. Pentru reacţiile cu gaze rolul concentraţiei îl joacă presiunea. De aceea
V = kP, iar dacă P 1 = 5P, atunci V 1 /V = 5, adică. viteza crește de cinci ori.
Aflați constanta vitezei, ordinele reactanților și scrieți ecuația cinetică.
Soluţie. Ecuația cinetică pentru viteza acestei reacții în general formează:
V = k a b .
Aceste tabele vă permit să găsiți ordinele de reacție pentru NO (a) și H 2 (b) prin reducerea ordinii de reacție, adică analizând experimente în care unul dintre reactivi are o concentrație constantă. Deci, = 0,01 în prima și a doua coloană, în timp ce se schimbă.
. (comanda privată conform H 2).
Pentru a doua și a treia coloană, dimpotrivă, este aceeași și - sunt diferite, prin urmare:
(comandă privată prin NU).
Deoarece a și b coincid cu coeficienții stoichiometrici, reacția poate fi simplă. Constanta ratei poate fi găsită din datele din fiecare coloană:
Astfel, ecuația cinetică este: V = 2,5. 10 3 2 .
Ordinea totală (în general) a acestei reacții (a + b) este 3.
Exemplul 3. Viteza de reacție A + 3B = AB 3 este determinată de ecuația cinetică V = k[A]·[B]. Determinați ordinea generală a reacției. Ce fel de reacție este aceasta - simplă sau complexă? De câte ori va crește viteza de reacție dacă concentrația crește de 3 ori?
Soluţie. Ordinea reacției este determinată de suma exponenților reactanților din ecuația cinetică. Pentru această reacție, ordinea generală este două (1 +1).
Dacă această reacție ar fi simplă, atunci conform legii acțiunii în masă
V = k[A] 1. [B] 3 și ordinea generală ar fi (1+ 3) = 4, adică. exponenții din ecuația cinetică nu coincid cu coeficienții stoichiometrici, prin urmare, reacția este complexă și are loc în mai multe etape.
Când concentrațiile reactivilor cresc de 3 ori: V 1 = k·3[A]·3[B] = 3 2 V, adică viteza va crește de 3 2 = 9 ori.
Exemplul 4. Determinați energia de activare a reacției și coeficientul ei de temperatură dacă la 398 și 600 0 C constantele de viteză sunt egale cu 2,1×10 -4 și, respectiv, 6,25×10 -1.
Soluţie. Ea din două valori poate fi calculată folosind formula 5.12 :
192b33 J/mol.
Coeficient de temperatură găsim din expresia (5.8), deoarece Vµk:
.
Cataliză
Una dintre cele mai comune metode de accelerare a reacțiilor chimice în practica chimică este catalizatorul.
De exemplu, pentru reacția A 2 + B 2 = 2AB
participarea catalizatorului K poate fi exprimată prin ecuație
A 2 + K + B 2 ® A 2.... K + B 2 ® A 2 ...K...B 2 ® 2AB + K.
Aceste ecuații pot fi reprezentate prin curbe de energie potențială (Fig. 5.2.).
Orez. 5.2. Diagrama energetică a reacției
cu catalizator si fara
Din figura 5.2 se poate observa că:
1) catalizatorul reduce energia de activare, schimbând mecanismul de reacție - trece prin noi etape, fiecare dintre acestea fiind caracterizată de o energie de activare scăzută;
2) catalizatorul nu modifică DN-ul reacției (precum DG, DU și DS);
3) dacă reacția catalizată este reversibilă, catalizatorul nu afectează echilibrul, nu modifică constanta de echilibru și concentrațiile de echilibru ale componentelor sistemului. Accelerează în mod egal atât reacțiile înainte, cât și cele invers, accelerând astfel timpul de atingere a echilibrului.
Evident, în prezența unui catalizator, energia de activare a reacției scade cu cantitatea DE k Deoarece în expresia pentru constanta vitezei de reacție (ecuația 5.10) energia de activare este inclusă în exponentul negativ, chiar și o mică scădere a. E a determină o creștere foarte mare a vitezei de reacție: 
.
Efectul unui catalizator asupra reducerii E a poate fi ilustrat prin exemplul reacției de descompunere a iodurii de hidrogen:
2HI = H2 + I2.
Astfel, pentru reacția luată în considerare, scăderea energiei
activare cu 63 kJ, i.e. de 1,5 ori, corespunde unei creșteri a vitezei de reacție la 500 K de mai mult de 106 ori.
Trebuie remarcat faptul că factorul pre-exponențial al reacției catalitice k 0 1 nu este egal cu k 0 și este de obicei mult mai mic, cu toate acestea, scăderea corespunzătoare a vitezei nu compensează creșterea acesteia datorată E a.
Exemplul 5. Energia de activare a unei anumite reacții în absența unui catalizator este de 75,24 kJ/mol, iar cu un catalizator este de 50,14 kJ/mol. De câte ori crește viteza de reacție în prezența unui catalizator dacă reacția se desfășoară la 25 0 C, iar factorul pre-exponențial în prezența unui catalizator scade de 10 ori.
Soluţie. Să notăm energia de activare a reacției fără catalizator prin Ea, iar în prezența unui catalizator prin Ea 1; Notăm constantele corespunzătoare vitezei de reacție cu k și k 1 . Folosind ecuația Arrhenius (5.9) (vezi secțiunea 5.3) și luând k 0 1 /k 0 = 10, găsim:
De aici 
In sfarsit gasim:
Astfel, o scădere a energiei de activare de către catalizator cu 25,1 kJ a condus la o creștere a vitezei de reacție de 2500 de ori, în ciuda unei scăderi de 10 ori a factorului pre-exponențial.
Reacțiile catalitice sunt clasificate în funcție de tipul de catalizator și tipul de reacție. De exemplu, în funcție de starea de agregare a catalizatorilor și reactivilor, cataliza este împărțită în omogen(catalizatorul și reactantul formează o fază) și eterogen(catalizatorul și reactivii sunt în faze diferite, există o limită de fază între catalizator și reactivi).
Un exemplu de cataliză omogenă poate fi oxidarea CO la CO 2 cu oxigen în prezența NO 2 (catalizator). Mecanismul de cataliză poate fi descris prin următoarele reacții:
CO (g) + NO2 (g) ® CO2 (g) + NO (g),
2NO (g) + O2 (g)® 2NO2 (g);
iar catalizatorul (N02) participă din nou la prima reacţie.
În mod similar, reacția de oxidare a S02 la S03 poate fi catalizată; O reacție similară este utilizată în producerea acidului sulfuric prin metoda „azotului”.
Un exemplu de cataliză eterogenă este producerea de SO 3 din SO 2 în prezența Pt sau V 2 O 5:
S02 (g) + O2 (g)® S03 (g).
Această reacție este utilizată și la producerea acidului sulfuric (metoda „de contact”).
Un catalizator eterogen (fier) este, de asemenea, utilizat în producția de amoniac din azot și hidrogen și în multe alte procese.
Eficiența catalizatorilor eterogene este de obicei mult mai mare decât cea a celor omogene. Viteza reacțiilor catalitice în cazul unui catalizator omogen depinde de concentrația acestuia, iar în cazul unui catalizator eterogen, de aria sa specifică a suprafeței (adică, dispersitatea) - cu cât este mai mare, cu atât viteza este mai mare. Acesta din urmă se datorează faptului că reacția catalitică are loc la suprafața catalizatorului și include etapele de adsorbție (lipire) a moleculelor de reactiv la suprafață; la terminarea reacției, produsele sale sunt desorbite. Pentru a crește suprafața catalizatorilor, aceștia sunt zdrobiți sau produși prin metode speciale care produc pulberi foarte fine.
Exemplele date sunt în același timp exemple cataliza redox.În acest caz, catalizatorii sunt de obicei metale de tranziție sau compușii acestora (Mn3+, Pt, Au, Ag, Fe, Ni, Fe2O3 etc.).
În cataliză acido-bazică rolul unui catalizator este îndeplinit de H +, OH - și alte particule similare - purtători de aciditate și bazicitate. Deci, reacția de hidroliză
CH3COOCH3 + H2O CH3COOH + CH3OH
accelerează de aproximativ 300 de ori când se adaugă oricare dintre acizi tari: HCl, HBr sau HNO3.
Mare valoare cataliza are in sisteme biologice. În acest caz, se numește catalizatorul enzimă. Eficiența multor enzime este mult mai mare decât cea a catalizatorilor convenționali. De exemplu, pentru reacția de fixare a azotului în amoniac
N2 + 3H2 = 2NH3
În industrie, se folosește un catalizator eterogen sub formă de fier burete cu adaosuri de oxizi și sulfați metalici.
În acest caz, reacția se efectuează la T » 700 K și P » 30 MPa. Aceeași sinteză are loc în nodulii plantelor leguminoase sub acțiunea enzimelor la T și P normal.
Sistemele catalitice nu sunt indiferente față de impurități și aditivi. Unele dintre ele măresc eficiența catalizei, cum ar fi în exemplul de mai sus de cataliza sintezei amoniacului prin fier. Astfel de aditivi pentru catalizator sunt numiți promotori(oxizi de potasiu și aluminiu în fier). Unele impurități, dimpotrivă, suprimă reacția catalitică („otrăvește” catalizatorul), aceasta otravuri catalitice. De exemplu, sinteza S03 pe un catalizator Pt este foarte sensibilă la impuritățile care conțin sulf sulfurat; sulful otrăvește suprafața catalizatorului de platină. În schimb, un catalizator pe bază de V205 este insensibil la astfel de impurităţi; Onoarea dezvoltării unui catalizator pe bază de oxid de vanadiu îi aparține omului de știință rus G.K. Boreskov.
Efectul temperaturii asupra numărului de ciocniri moleculare poate fi arătat folosind un model. Într-o primă aproximare, efectul temperaturii asupra vitezei reacțiilor este determinat de regula Van't Hoff (formulată de J. H. Van't Hoff pe baza unui studiu experimental al multor reacții):
unde g este coeficientul de temperatură, luând valori de la 2 la 4.
O explicație pentru dependența vitezei de reacție de temperatură a fost dată de S. Arrhenius. Nu orice ciocnire a moleculelor reactante duce la o reacție, ci doar cele mai puternice ciocniri. Numai moleculele cu energie cinetică în exces sunt capabile de reacții chimice.
S. Arrhenius a calculat fracția de ciocniri active (adică, care conduc la o reacție) a particulelor care reacţionează a, în funcție de temperatură: - a = exp(-E/RT). și scos afară Ecuația lui Arrhenius:
pentru constanta vitezei de reacție
k = k o e -E/RT unde k o și E d depind de natura reactivilor. E este energia care trebuie dată moleculelor pentru ca acestea să interacționeze, numită.
energie de activare
Biletul nr. 2
1) PRINCIPALE CLASE DE COMPUȘI INORGANICI: Baze, oxizi, acizi, săruri.
2) Fii – beriliu.: Proprietăți chimice
Beriliul este un metal alb-argintiu relativ dur, dar fragil. Are un modul mare de elasticitate - 300 GPa (pentru oțeluri - 200-210 GPa). În aer este acoperit activ cu o peliculă de oxid persistent Magneziu (Mg). Proprietăți fizice:
Magneziul este un metal alb-argintiu cu o rețea hexagonală, grup spațial P 63/mmc, parametri rețelei a = 0,32029 nm, c = 0,52000 nm, Z = 2. În condiții normale, suprafața magneziului este acoperită cu o peliculă de protecție durabilă de oxid de magneziu MgO, care se prăbușește atunci când este încălzit în aer la aproximativ 600 °C, după care metalul arde cu o flacără albă orbitoare pentru a forma oxid de magneziu și nitrură Mg3N2. Proprietăți chimice:
Un amestec de magneziu sub formă de pulbere cu permanganat de potasiu KMnO4 - exploziv
Magneziul fierbinte reacţionează cu apa:
Mg (dec.) + H20 = MgO + H2;
Alcaliile nu au efect asupra magneziului, se dizolvă ușor în acizi, eliberând hidrogen:
Când este încălzit în aer, magneziul arde pentru a forma un oxid și o cantitate mică de nitrură se poate forma cu azotul:
2Mg + O2 = 2MgO;
3Mg + N2 = Mg3N2
Biletul nr. 3. Solubilitate- capacitatea unei substanțe de a forma sisteme omogene cu alte substanțe - soluții în care substanța se găsește sub formă de atomi, ioni, molecule sau particule individuali.
Soluție saturată- o soluție în care substanța dizolvată, în condiții date, a atins concentrația maximă și nu se mai dizolvă. Precipitatul acestei substanțe este în echilibru cu substanța în soluție.
Soluție nesaturată- o soluție în care concentrația de substanță dizolvată este mai mică decât într-o soluție saturată și în care, în condițiile date, se poate dizolva mai mult din ea.
Soluții suprasaturate- soluții caracterizate prin faptul că conținutul de substanță dizolvată în ele este mai mare decât cel corespunzător solubilității sale normale în condiții date.
Legea lui Henry- legea conform căreia, la temperatură constantă, solubilitatea unui gaz într-un lichid dat este direct proporţională cu presiunea acestui gaz deasupra soluţiei. Legea este potrivită doar pentru soluții ideale și presiuni scăzute.
Legea lui Henry este de obicei scrisă după cum urmează:
Unde p este presiunea parțială a gazului deasupra soluției,
c este concentrația gazului din soluție în fracțiuni de mol,
k - coeficientul lui Henry.
Extracţie(din latină târziu extractio - extracție), extracție, procesul de separare a unui amestec de substanțe lichide sau solide folosind solvenți selectivi (extractanți).
Biletul nr. 4. 1)Fracție de masă Acesta este raportul dintre masa substanței dizolvate și masa totală a soluției. Pentru o soluție binară
ω(x) = m(x) / (m(x) + m(s)) = m(x) / m
unde ω(x) - fracție de masă dizolvat X
m(x) - masa substanței dizolvate X, g;
m(s) - masa solventului S, g;
m = m(x) + m(s) - masa soluției, g.
2)Aluminiu- element subgrupul principal a treia grupă a perioadei a treia tabel periodic elemente chimice D. I. Mendeleev, cu număr atomic 13.
Găsirea în natură:
Aluminiul natural constă aproape în întregime dintr-un singur izotop stabil, 27Al, cu urme de 26Al, izotop radioactiv cu un timp de înjumătățire de 720 de mii de ani, formată în atmosferă când nucleele de argon sunt bombardate de protonii razelor cosmice.
Chitanță:
Constă în dizolvarea oxidului de aluminiu Al2O3 în criolitul topit Na3AlF6, urmată de electroliză folosind cocs consumabil sau electrozi de grafit. Această metodă de producție necesită multă energie electrică și, prin urmare, a devenit populară abia în secolul al XX-lea.
Aluminotermie- o metodă de producere a metalelor, nemetalelor (precum și aliajelor) prin reducerea oxizilor acestora cu aluminiu metalic.
Biletul nr. 5. SOLUȚII DE NEELECTROLIȚI, binar sau multicomponent mol. sisteme, a căror compoziție se poate modifica continuu (cel puțin în anumite limite). Spre deosebire de soluțiile de electroliți, soluțiile de neelectroliți (soluții molare) nu conțin particule încărcate în concentrații vizibile. soluțiile de neelectroliți pot fi solide, lichide și gazoase.
Prima lege a lui Raoult
Prima lege a lui Raoult se referă la presiune abur saturat peste o soluție cu compoziția sa; este formulat astfel:
Presiunea parțială a vaporilor saturați ai unei componente a soluției este direct proporțională cu fracția sa molară din soluție, coeficientul de proporționalitate fiind egal cu presiunea vaporilor saturați deasupra componentului pur.
A doua lege a lui Raoult
Faptul că presiunea vaporilor deasupra soluției este diferită de presiunea vaporilor deasupra solventului pur afectează semnificativ procesele de cristalizare și fierbere. Din prima lege a lui Raoult se desprind două corolare privind scăderea punctului de îngheț și creșterea punctului de fierbere al soluțiilor, care în forma lor combinată sunt cunoscute ca a doua lege a lui Raoult.
Crioscopie(din greacă kryos - rece și scopeo - mă uit) - măsurarea scăderii punctului de îngheț al unei soluții în comparație cu un solvent pur.
Regula lui Van't Hoff - Pentru fiecare creștere de 10 grade a temperaturii, constanta de viteză a unei reacții elementare omogene crește de două până la patru ori
Duritatea apei- un set de proprietăți chimice și fizice ale apei asociate cu conținutul de săruri dizolvate ale metalelor alcalino-pământoase, în principal calciu și magneziu.
Biletul nr. 6. SOLUȚII DE ELECTROLIȚI, conțin concentrații notabile de ioni-cationi și anioni formați ca rezultat disociere electrolitică moleculele unei substanțe dizolvate.
Electroliți puternici - compuși chimici, ale căror molecule în soluții diluate sunt aproape complet disociate în ioni.
Electroliți slabi- compuși chimici, ale căror molecule, chiar și în soluții foarte diluate, nu sunt complet disociate în ioni care se află în echilibru dinamic cu moleculele nedisociate.
Disocierea electrolitică- procesul de descompunere a unui electrolit în ioni atunci când acesta este dizolvat într-un solvent polar sau în timpul topirii.
Legea diluției lui Ostwald- o relație care exprimă dependența conductivității electrice echivalente a unei soluții diluate a unui electrolit binar slab de concentrația soluției:
Grupa 4 elemente P– carbon, siliciu, germaniu, staniu și plumb.
Biletul nr. 7. 1) Disocierea electrolitică- Aceasta este descompunerea unei substanțe în ioni sub influența moleculelor de solvent polar.
pH = -lg.
Soluții tampon– acestea sunt soluții când se adaugă acizi sau alcaline la care pH-ul lor se modifică ușor.
Formele acidului carbonic:
1) săruri medii (carbonați),
2) acid (hidrocarbonați).
Carbonații și hidrocarbonații sunt instabili termic:
CaCO3 = CaO + CO2^,
Ca(HCO3)2 = CaCO3v + CO2^ + H2O.
Carbonatul de sodiu (carbonatul de sodiu) – este unul dintre produsele principale industria chimică. ÎN soluție apoasă se hidrolizează prin reacție
Na2СО3 > 2Nа+ + СО3-2,
CO3-2 + H+ -OH- - HCO3- + OH-.
Bicarbonat de sodiu (bicarbonat de sodiu) – utilizat pe scară largă în industria alimentară. Datorită hidrolizei, soluția are și un mediu alcalin
NaHC03 > Na+ + HCO3-,HCO3- + H-OH - H2CO3 + OH-.
Soda cenușă și bicarbonatul de sodiu interacționează cu acizii
Na2СО3 + 2НCl - 2NаСl + СО2^ + Н2О,
2Nа+ + СО3-2 + 2Н+ + 2Сl- - 2Nа+ + 2Сl- + СО2^ + Н2О,
CO3-2 + 2H+ - CO2^ + H2O;
NaHCO3 + CH3COON - CH3COONa + CO2^ + H2O,
Na+ + HCO3- + CH3COOH - CH3COO- + Na+ + CO2^ + H2O,
HCO3- + CH3COOH - CH3COO- + CO2^ + H2O.
Biletul nr. 8. 1)_schimb de ioni în soluții:
Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 +H2O
2Na + CO3 + 2H + SO4 → 2Na + SO4 + CO2 + H2O
CO3 + 2H → CO2 + H2O
Degajare gaz C: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl
2) Proprietățile chimice ale azotului. Azotul interacționează numai cu metale active precum litiu, calciu, magneziu atunci când este încălzit la temperaturi relativ scăzute. Azotul reacționează cu majoritatea celorlalte elemente la temperatură ridicată si in prezenta catalizatorilor. Compușii de azot cu oxigen N2O, NO, N2O3, NO2 și N2O5 au fost bine studiați.
Proprietățile fizice ale azotului. Azotul este puțin mai ușor decât aerul; densitate 1,2506 kg/m3 (la 0°C și 101325 n/m2 sau 760 mm Hg), punct de topire -209,86°C, punct de fierbere -195,8°C. Azotul se lichefiază cu dificultate: temperatura sa critică este destul de scăzută (-147,1 ° C) iar presiunea sa critică este mare 3,39 Mn/m2 (34,6 kgf/cm2); Densitatea azotului lichid este de 808 kg/m3. Azotul este mai puțin solubil în apă decât oxigenul: la 0°C, 23,3 g de azot se dizolvă în 1 m3 de H2O. Azotul este solubil în unele hidrocarburi mai bine decât în apă.
Biletul nr. 9. Hidroliza (din grecescul hidro - apă, liză - descompunere)înseamnă descompunerea unei substanțe de către apă. Hidroliza sării este reacția reversibilă a sării cu apa, care duce la formarea unui electrolit slab.
Apa, deși într-o mică măsură, disociază:
H2O H + + OH – .
Clorura de sodiu H2O H+ + OH–,
Na+ + Cl– + H2O Na+ + Cl– + H+ + OH–,
NaCl + H2O (fără reacție) Neutru
Carbonat de sodiu + HOH + OH–,
2Na+ + + H2O + OH–,
Na2CO3 + H2O NaHCО3 + NaOH alcalin
Clorura de aluminiu Al3+ + HOH AlOH2+ + H+,
Al3+ + 3Cl– + H2O AlОH2+ + 2Cl– + H+ + Cl–,
AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl Acid
La Pe măsură ce temperatura crește, viteza majorității reacțiilor chimice crește semnificativ, iar pentru reacțiile omogene, când sunt încălzite la fiecare zece grade, viteza de reacție crește de 2-4 ori.
Număr total particulele din sistem (N) este egală cu aria de sub curbă. Numărul total de particule cu energie mai mare decât Ea este egal cu zona umbrită.
Din figura 2 se poate observa că pe măsură ce temperatura crește, distribuția de energie a particulelor se modifică astfel încât proporția particulelor cu energie mai mare crește. Astfel, un concept important pentru o reacție chimică este energia de activare.
Energia de activare este energia pe care trebuie să o aibă particulele pentru ca interacțiunea lor să ducă la o reacție chimică. Energia de activare este exprimată în kJ/mol. Pentru reacțiile care au loc cu o viteză vizibilă, energia de activare nu depășește 50 kJ/mol (pentru reacțiile de schimb ionic Ea » 0); dacă Ea > 100 kJ/mol, atunci viteza de reacție este nemăsurat de scăzută.
În 1889, S. Arrhenius a dat o ecuație pentru dependența constantei de viteză a unei reacții chimice de temperatură:
k = Ae - Ea/RT
unde, A - factor pre-expopotenţial, în funcţie de natura substanţelor care reacţionează;
R- constanta de gaz = 8,314 J/(mol2 K);
ea- energie de activare.
Din ecuația lui Arrhenius rezultă că, cu cât energia de activare este mai mare, cu atât este necesară creșterea temperaturii pentru a menține viteza de reacție necesară.
Figura 3 arată dependența modificării energiei potențiale a sistemului de reacție de calea de reacție. Din figura de mai sus se poate observa că pentru o reacție exotermă (care are loc odată cu degajarea de căldură), pierderea de molecule active este completată de energia eliberată în timpul reacției. În cazul unei reacții endoterme, este necesară căldură pentru a menține viteza de reacție necesară.
| Reacție exotermă | Reacție endotermă |
Figura 10.3 Diagrama energetică a unei reacții chimice
A - reactivi, C - produse.
2.4 Influența substanțelor străine
Substanțele străine, în funcție de impactul pe care îl au, pot accelera reacțiile - catalizatori sau le pot încetini - inhibitori.
Catalizatori- sunt substanțe care accelerează reacțiile chimice, dar rămân neschimbate după reacție.
Inhibitori - acestea sunt substanțe care încetinesc reacțiile În practică, uneori este necesară încetinirea reacțiilor (coroziunea metalelor etc.) aceasta se realizează prin introducerea de inhibitori în sistemul de reacție. De exemplu, nitritul de sodiu, cromatul de potasiu și dicromatul reduc viteza de coroziune a metalelor.
Promotori- substante care maresc activitatea catalizatorului. În acest caz, promotorii înșiși pot să nu aibă proprietăți catalitice.
Otrăvuri catalitice- impurități străine din amestecul de reacție, ducând la pierderea parțială sau completă a activității catalizatorului. Astfel, urmele de arsen și fosfor provoacă o pierdere rapidă a activității catalizatorului V2O5 în timpul metodei de contact pentru producerea H2SO4.
3. Echilibru chimic
În reacțiile chimice, substanțele inițiale nu sunt întotdeauna complet transformate în produși de reacție. Acest lucru se întâmplă deoarece pe măsură ce produsele de reacție se acumulează, pot fi create condiții pentru ca reacția inversă să aibă loc. Majoritatea reacțiilor chimice sunt reversibile.
Ca exemplu, să analizăm reacția reversibilă a sintezei amoniacului din azot și hidrogen, care este extrem de importantă pentru industrie:
reactie directa -2N2 + 3H2 →2NH 3 ,
reacție inversă - 2NH 3 →N 2 + 3H 2,
reacție reversibilă - 2N 2 + 3H 2« 2NH3.
Reacțiile directe și inverse sunt reacții separate cu ecuațiile cinetice corespunzătoare, factorii de pre-expunere, energiile de activare etc.
Important caracteristici cantitative reacțiile reversibile este constanta de echilibru, care este determinată când sistemul ajunge echilibru chimic- o stare în care ratele reacțiilor directe și inverse sunt egale. Exemple de aplicare a legii acțiunii în masă (LMA).
Să derivăm constanta de echilibru folosind exemplul reacției de sinteză a amoniacului.
Ecuația cinetică a reacției directe
N2+3H2 →2NH 3
are forma Vpr = Kpr 3.
Ecuația cinetică a reacției inverse
2NH3 →N 2 + 3H 2
are forma Vobr = Cobr 2.
Într-o stare de echilibru chimic, Vpr = Vbr.
Înlocuind expresiile pentru vitezele reacțiilor directe și inverse în starea de echilibru chimic, obținem următoarea egalitate Kpr 3 = Cobr 2.
După transformare obținem
.
4. Principiul lui Le Chatelier
Dacă un sistem aflat în stare de echilibru chimic este supus oricărei influențe externe, atunci echilibrul ca urmare a proceselor care au loc în sistem se va deplasa în așa fel încât efectul va scădea.
4.1 Efectul modificării concentrațiilor asupra echilibrului
Când concentrația oricăreia dintre substanțele care participă la reacție crește, echilibrul se deplasează spre consumul acestei substanțe, iar când scade, spre formarea acestei substanțe.
Exemplul 1. Dacă într-un sistem de echilibru
2N2 + 3H2« 2NH3
adăugați N 2 sau H 2 , apoi, în conformitate cu principiul lui Le Chatelier, pentru a reduce concentrațiile acestor substanțe, echilibrul ar trebui să se deplaseze spre dreapta, randamentul de NH 3 va crește. Pe măsură ce concentrația de NH3 crește, echilibrul se va deplasa în mod corespunzător spre stânga.
4.2 Efectul modificărilor de presiune asupra echilibrului
Presiunea într-un sistem de reacție închis este determinată de prezența în acesta substanțe gazoase: cu cât sunt mai multe, cu atât presiunea este mai mare. Prin urmare, o modificare a presiunii externe va afecta echilibrul numai în cazurile în care sunt implicate substanțe gazoase, iar cantitatea acestora în reacțiile directe și inverse este diferită.
Dacă presiunea este crescută într-un sistem care se află într-o stare de echilibru chimic, atunci va avea loc predominant o reacție, în urma căreia cantitatea de substanțe gazoase scade; Când presiunea scade, are loc de preferință o reacție, în urma căreia cantitatea de produse gazoase crește.
Exemplul 1. Este posibil să creștem randamentul produselor într-o reacție prin modificarea presiunii? CO2 (g) + H2 (g)« CO(g) + H20(g).
Soluţie: Amestecul de reacție include reactivi gazoși, dar cantitatea acestora în reacție nu se modifică: de la un mol de CO 2 (g) și un mol de H2 (g), un mol de CO (g) și H 2 O (g) sunt obtinut. Din acest motiv, schimbările de presiune nu afectează starea de echilibru.
Exemplul 2. Cum se vor schimba concentrațiile de echilibru ale reactanților odată cu creșterea presiunii în sistem? N2 + 3H2«2NH3?
Din ecuația reacției este clar că din 4 moli de gaz ai produselor inițiale se formează 2 moli de gaz ai produselor de reacție. Astfel, cu o creștere a presiunii, echilibrul se va deplasa de la reacția directă, deoarece duce la o scădere a presiunii.
4.3 Efectul schimbărilor de temperatură asupra echilibrului chimic
Majoritatea reacțiilor chimice apar cu eliberarea sau absorbția căldurii. În primul caz, temperatura amestecului crește, în al doilea scade.
Dacă un amestec de reacție în stare de echilibru chimic este încălzit, atunci, în conformitate cu principiul lui Le Chatelier, ar trebui să aibă loc o reacție predominant, în urma căreia căldura va fi absorbită, de exemplu. reacție endotermă; Când amestecul este răcit, ar trebui să aibă loc în mod predominant o reacție, în urma căreia va fi eliberată căldură, adică. reacție endotermă.
Dacă temperatura este crescută într-un sistem aflat în stare de echilibru chimic, atunci echilibrul se deplasează spre reacția endotermă, iar când temperatura scade, spre reacția exotermă.
Exemplu: 2N2 + 3H2« 2NH3,H0 = - 92 kJ
Reacția este exotermă, prin urmare, pe măsură ce temperatura crește, echilibrul se deplasează spre stânga, iar pe măsură ce temperatura scade, se deplasează spre dreapta.
Rezultă de aici că, pentru a crește randamentul de amoniac, temperatura trebuie scăzută. În practică, ele mențin o temperatură de 500 0C, deoarece la o temperatură mai scăzută viteza reacției directe scade brusc.
Echilibrul chimic este de natură dinamică: reacțiile directe și inverse nu se opresc la echilibru.
Constanta de echilibru depinde de temperatura si natura reactantilor. Cu cât constanta de echilibru este mai mare, cu atât echilibrul este deplasat mai mult spre formarea produșilor de reacție directă
Principiul lui Le Chatelier este universal, deoarece este aplicabil nu numai pur procese chimice, dar și la fenomene fizico-chimice, precum cristalizarea, dizolvarea, fierberea, transformările de fază în solide.
