Viteza unei reacții chimice: dependență de concentrația reactanților, temperatură, acțiunea catalizatorului. Echilibrul chimic.

Cinetica chimică este știința mecanismelor și vitezei reacțiilor chimice.

Viteza de reacție chimică

Viteza unei reacții chimice este egală cu modificarea cantității de substanță care reacționează sau se formează ca rezultat al reacției pe unitatea de timp într-o unitate de spațiu de reacție. Viteza de reacție este indicată de litera V, de obicei exprimată în moli pe litru (mol/L), și timpul în secunde sau minute.

Viteza unei reacții chimice depinde de:

1) din natura substanţelor care reacţionează;

2) concentraţiile substanţelor care reacţionează;

3) temperatura;

4) prezența unui catalizator.

Dependența vitezei de reacție de concentrația reactanților

Dependența cantitativă a vitezei de reacție de concentrația reactanților este exprimată prin legea acțiunii masei: viteza de reacție este proporțională cu produsul concentrațiilor molare ale tuturor reactanților, cu puterile egale cu coeficientul stoechiometric pentru reactantul corespunzător al ecuația reacției. În general, pentru o reacție omogenă:

aA + bB = dD + fF

υ = k[A] a -[B] în sau v = k С a А·С în in.

Pentru a indica concentrațiile de reactanți sau produși de reacție, se obișnuiește să se folosească litera „C” sau paranteze pătrate; CA, St - concentrațiile substanțelor A și B, mol/l; [A], [B] – concentrațiile de echilibru ale substanțelor A și B; OŞi V- coeficienții stoichiometrici pentru substanțele A și B din ecuația reacției; k - coeficientul de proporționalitate, numit constanta vitezei de reacție, depinde de natura reactanților, de temperatură și de prezența unui catalizator.

De exemplu, expresia pentru viteza de reacție: 2CO (g) + O 2 (g) = 2CO 2 (g)

are forma: υ = k 2 [O 2 ]

Pentru reacții eterogene de tipul: aA(g) + vB(k) = cC(k)

expresia vitezei de reacție este: υ = kC a A sau υ = k[A] a.

Dependența vitezei unei reacții chimice de temperatură

Viteza reacțiilor crește odată cu creșterea temperaturii. Motivul pentru aceasta este că energia particulelor care se ciocnesc crește, drept urmare probabilitatea ca o transformare chimică să se producă în timpul unei coliziuni crește. Determinată de regula lui Van't Hoff: cu o creștere a temperaturii cu 10°, viteza majorității reacțiilor chimice crește de 2-4 ori.

Expresia matematică a regulii lui Van't Hoff:

υ2/ υ1 = T/10 ( - coeficientul Van't Hoff)

unde υ1 și υ2 sunt vitezele de reacție la temperaturile T1 și T2; γ este coeficientul de temperatură al reacției, care arată de câte ori crește viteza de reacție atunci când temperatura crește cu 10°.

Energia de activare a reacției E A este energia de prag. Dacă energia particulelor care se ciocnesc este mai mică decât E A, atunci în timpul coliziunii reacția nu va avea loc dacă energia depășește E A, reacția va avea loc.

O transformare chimică are loc numai atunci când apar condiții pentru o redistribuire a densității electronice a particulelor care se ciocnesc. Acest proces are loc în timp și necesită energie. Să luăm în considerare interacțiunea substanțelor gazoase A 2 și B 2:

A 2 (g) + B 2 (g) = 2AB (g)

Calea de reacție poate fi caracterizată prin trei stări succesive ale sistemului:

A B A……B A - B

│ + │ → : : → +

A B A.....B A - B

stare inițială stare de tranziție stare finală

(reactivi inițiali) (complex activat) (produși de reacție)

În starea de tranziție, are loc o rearanjare a atomilor, însoțită de o redistribuire a densității electronilor. Energia necesară pentru trecerea substanțelor în starea de complex activat se numește energia de activare Gibbs.

Este determinat de relație

Prin urmare, putem scrie în mod similar energia de activare Gibbs

∆G ≠ = ∆H ≠ - T∆S ≠ ,

unde ∆H ≠ este entalpia de activare a reacției; T – temperatura; ∆S ≠ - entropia activării reacției.

Formarea unui complex activat necesită energie. Probabilitatea ca atunci când particulele se ciocnesc, să se formeze un complex activat și să aibă loc o reacție depinde de energia particulelor care se ciocnesc. Reacţionează doar acele molecule a căror energie este suficientă pentru aceasta. Astfel de molecule sunt numite active. Energia necesară pentru trecerea substanțelor în starea de complex activat se numește entalpia de activare ∆H ≠.

Rezolvarea problemelor tipice.

Exemplul 1. Cum se va schimba viteza de interacțiune a substanțelor inițiale când temperatura crește de la 20 la 66°C dacă coeficientul de temperatură al reacției este de 2,5?

Soluţie. În funcție de condițiile problemei, modificarea temperaturii T2 - T1 == 66 - 20 = 46°. Prin urmare, ca urmare a creșterii temperaturii cu 46°, raportul v 2 / v 1 = T/10 = 4,6 log2,5 = 4,6 0,398 = 1,831, apoi υ66/ υ20 = 67,7. Viteza de reacție crește de 67,7 ori.

Dependența vitezei de reacție de catalizator

În prezența unui catalizator, viteza unei reacții chimice se modifică. Viteza crește în prezența unor catalizatori și încetinește în prezența altora.

Un catalizator este o substanță care participă la o reacție și își modifică viteza, dar rămâne neschimbată după terminarea reacției chimice. Un catalizator care încetinește o reacție chimică se numește inhibitor. Catalizatorii biologici de natură proteică se numesc enzime.

Mecanismul de acțiune al catalizatorilor se datorează faptului că aceștia formează compuși intermediari cu substanțele inițiale și, prin urmare, schimbă calea de reacție, iar noua cale de reacție se caracterizează printr-o barieră energetică mai scăzută, adică o energie de activare mai scăzută în comparație cu un reacție necatalizată.

Echilibru chimic

Reacțiile care apar simultan în două direcții opuse (înainte și invers) se numesc reversibile. În general, nu există reacții ireversibile. Doar că, în anumite condiții, unele reacții pot fi aproape finalizate, de exemplu, dacă sunt îndepărtați produse din sfera de reacție - precipitare, degajare de gaze, formare de produși ușor disociați etc. Pentru orice reacție omogenă reversibilă:

aA + bB ↔ cC -dD

la momentul inițial al timpului, conform legii acțiunii masei, viteza reacției directe: υ= k ·C a A-C b B , are o valoare maximă, iar viteza reacției inverse υ = k -C c C-C d D este egal cu zero. În timp, concentrația substanțelor inițiale - reactanți (A și B) scade, iar produșii de reacție (C și D) cresc și, prin urmare, viteza reacției directe scade și viteza reacției inverse crește. Vine un moment în care ambele viteze devin egale, ceea ce corespunde stării de echilibru a sistemului.

Concentrațiile de reactivi și produși de reacție stabilite în momentul echilibrului se numesc echilibru [A], [B], [C], [D], rămân constante până când echilibrul chimic este perturbat. Starea de echilibru a unui sistem chimic este caracterizată conform legii acțiunii masei prin constanta de echilibru (Kp), pentru reacție

aA + bB « dD + fF.

Această expresie face posibilă calcularea Kp din concentrațiile de echilibru cunoscute ale tuturor substanțelor unei reacții omogene sau concentrația unei substanțe individuale din concentrațiile cunoscute ale altor substanțe și KP Pentru aceeași temperatură, raportul dintre produsele concentrațiilor de echilibru (în puteri ale coeficienților lor stoichiometrici) a substanțelor din partea dreaptă și stângă ecuația unei reacții chimice reprezintă o valoare constantă. Constanta de echilibru arată profunzimea procesului. Dacă K>>1, procesul este puternic deplasat către producerea produselor de reacție. Dacă K<<1, наоборот, процесс сдвинут влево и практически не идет. К=1 - равновесие установилось.

Când reacția se desfășoară în direcția înainte către o stare de echilibru, concentrația reactanților scade cu valorile ΔС A și ΔС B, iar concentrațiile produselor cresc cu valorile ΔС C și ΔС D, determinate de expresiile pentru reactivi:

ΔС А = С 0(А) - [А], ΔС в = С 0(в) - [В], ΔС с = С 0(С) + [С] = 0 + [С] = [С], ΔС D = C 0(D) + [D] = 0 + [D] = [D],

unde C 0 (A), C 0, (B), C 0, (C), C 0, (D) sunt concentrațiile inițiale de reactivi și produși de reacție.

Rezolvarea problemei

Exemplul 1. La o anumită temperatură, constanta de echilibru a reacției: H 2 (g) + I 2 (g) ↔ 2HI (g) este egală cu 1. Determinați compoziția amestecului de reacție de echilibru dacă 1 mol/l H 2 și 2 s-au luat mol/l I2 pentru reacţie.

Soluţie. Problema se rezumă la determinarea concentrațiilor de echilibru ale reactanților și produșilor de reacție prin constanta de echilibru. Concentrațiile de echilibru sunt concentrațiile reactanților care nu au reacționat în momentul echilibrului și concentrațiile produselor de reacție formate în momentul echilibrului. Aceste concentrații pot fi calculate din ecuația reacției:

H2 (g) +l2 (g) ↔2HI (g).

Concentrație inițială: 1 2 0

În momentul echilibrului:

1) a reacţionat, ∆С x x

2) 1 2 au rămas

3) s-au format 2x

Astfel, concentrațiile de echilibru ale materiilor prime și ale produselor de reacție sunt:

C H2 -x = (l-x),

C I 2 - x = (2-x),

2x, deoarece din ecuație reiese clar că HI se formează de 2 ori mai mult decât reacţionează H 2 sau I 2. C 0, (H2) și C 0, (I 2) sunt concentrațiile inițiale de H 2 și I 2. La atingerea echilibrului, compoziția amestecului de reacție a fost următoarea:

[H2] = (1 - 0,45) = 0,55 mol/l,

= (2 - 0,45) = 1,55 mol/l,

2·0,45 = 0,9 mol/l.

Schimbarea echilibrului chimic

Fiecare echilibru chimic este stabilit la o anumită valoare a trei parametri care îl caracterizează: 1) concentraţia substanţelor care reacţionează; 2) temperatura; 3) presiune (pentru gaze). O modificare a unuia dintre acești parametri duce la un dezechilibru: (υ≠ υ). Dacă υ> υ, atunci echilibrul se deplasează spre dreapta, în direcția de formare a produșilor de reacție, care se notează cu (→). Dacă υ< υ, то равновесие смещается влево (←), в направлении образования исходных веществ.

Direcția deplasării echilibrului este determinată de principiul lui Le Chatelier: dacă se exercită o influență externă asupra unui sistem aflat în stare de echilibru, atunci echilibrul se va deplasa în direcția care va slăbi influența externă.

1. Dacă o influență externă asupra sistemului se manifestă printr-o scădere a concentrației uneia dintre substanțele care participă la reacție, atunci aceasta deplasează echilibrul către formarea sa. Când concentrația uneia dintre substanțe crește, echilibrul sistemului se deplasează către reacția care o reduce.

2. O creștere a temperaturii deplasează echilibrul către o reacție endotermă (∆H > 0), iar o scădere - către o reacție exotermă (∆H< 0).

3. O modificare a presiunii afectează echilibrul dacă cel puțin o substanță gazoasă este implicată în reacție și numărul de moli ai substanțelor gazoase inițiale și a produselor de reacție gazoasă nu este același. Pe măsură ce presiunea scade sau crește, echilibrul se va amesteca, respectiv, spre formarea mai multor moli de gaz.

Exemplul 1. În ce condiții este echilibrul de reacție:

4Fe (k) + 3O 2 (g) ↔2Fe 2 O 3 (k), ΔH 0 r = -1644,4 kJ

se va deplasa spre descompunerea oxidului?

Soluţie. 1. O deplasare a echilibrului spre descompunerea oxidului înseamnă o deplasare la stânga, adică. creșterea vitezei reacției inverse, care este endotermă. Reacția directă este exotermă (ΔН 0 r< О). Такое смещение, согласно принципу Ле-Шателье, достигается повышением температуры.

2. Reacția reversibilă dată este eterogenă. Acesta implică o substanță gazoasă - oxigenul, care este materia primă. Pentru a deplasa echilibrul în direcția formării O 2 (←), concentrația acestuia trebuie redusă, ceea ce echivalează cu o scădere a presiunii în sistem.

Curs 8. Soluții

Tipuri de soluții, termodinamica de dizolvare. Solubilitate. Dizolvarea gazelor în lichide. Legea lui Henry. Soluții suprasaturate. legea lui Raoult. Proprietățile coligative ale soluțiilor. Electroliți. Teoria lui Arrhenius despre disociere electrolitică. Gradul de disociere electrolitică. Caracteristicile soluțiilor electrolitice. Gradul și constanta de disociere. Electroliți slabi. Produs ionic al apei. Indicele de hidrogen. Produs de solubilitate. Hidroliza sărurilor. Diverse cazuri de hidroliză. Gradul și constanta de hidroliză. Schimbarea hidrolizei.

O soluție moleculară sau adevărată este un sistem omogen format din două sau mai multe componente. Soluțiile coloidale trebuie distinse de soluțiile moleculare: suspensii, emulsii, aerosoli. Soluțiile coloidale diferă de soluțiile moleculare prin faptul că sunt sisteme eterogene multicomponente. Exemple de soluții moleculare sunt o soluție apoasă de clorură de sodiu, aer și un aliaj de argint și aur. Din exemplele date reiese clar că tipurile de soluții pot fi diferite.

Soluțiile pot fi în trei stări de agregare: gazoasă, lichidă, solidă. Prin urmare, se face o distincție între soluțiile lichide, soluțiile gazoase și soluțiile solide. O soluție constă dintr-o substanță dizolvată și un solvent. Un solvent este considerat a fi acea componentă care se află în aceeași stare de agregare ca soluția în sine. Dacă toate componentele sunt în aceeași stare, atunci solventul este considerat a fi componenta care se află în cantitate mai mare.

O soluție care este în echilibru cu soluția se numește soluție saturată. În astfel de soluții, la o temperatură dată, o cantitate mai mare de substanță dizolvată nu se poate dizolva. O soluție saturată este în echilibru dinamic cu partea insolubilă a solutului.

Solubilitate Capacitatea unei substanțe de a se dizolva într-un anumit solvent se numește. O măsură a solubilității unei substanțe este conținutul acesteia într-o soluție saturată în anumite condiții. Numeric, solubilitatea este exprimată în aceleași moduri ca și compoziția. De exemplu, procentul din masa unei substanțe dizolvate față de masa unei soluții saturate sau cantitatea de substanță dizolvată conținută în 1 litru de soluție saturată. Uneori, coeficientul de solubilitate este utilizat pentru a caracteriza solubilitatea. Coeficientul de solubilitate este numărul de unități de masă ale unei substanțe anhidre care saturează 100 de unități de masă de solvent în condiții date.

De obicei, substanțele formate din molecule polare și substanțele cu o legătură de tip ionic sunt mai bine dizolvate în solvenți polari (apă, alcooli, amoniac lichid), iar substanțele nepolare sunt mai bine dizolvate în solvenți nepolari (benzen, disulfură de carbon). Acest lucru confirmă regula generală „ca se dizolvă ca”.

Solubilitatea depinde de temperatură. Pentru unele substanțe această dependență este slabă. De exemplu, solubilitatea nitraților de potasiu, plumb și argint (KNO 3, Pb(NO 3) 2, AgNO 3) în apă crește brusc odată cu creșterea temperaturii. Solubilitatea clorurii de sodiu (NaCl) în apă se modifică doar ușor pe măsură ce temperatura crește.

Când solidele sunt dizolvate în apă, volumul sistemului se modifică de obicei doar ușor. Prin urmare, solubilitatea solidelor în apă este practic independentă de presiune.

Lichidele se pot dizolva unele în altele. Unele dintre ele, de exemplu, alcool - apă, sunt solubile nelimitat, adică pot fi amestecate între ele în orice proporție. Există lichide care sunt reciproc solubile doar până la o anumită limită, ele sunt numite parțial miscibile. Dacă agitați dietileterul cu apă, se formează două straturi: cel superior este o soluție saturată de apă în eter, iar cel inferior este o soluție saturată de eter în apă. Pentru astfel de sisteme, cu creșterea temperaturii, solubilitatea reciprocă a lichidelor crește până când se atinge o temperatură la care ambele lichide se amestecă în orice proporție. Temperatura la care solubilitatea reciprocă limitată a lichidelor devine nelimitată se numește temperatura critică a soluției. Astfel, la temperaturi sub 66,4 0 C, fenolul este limitat solubil în apă, iar apa este limitat solubil în fenol. Pentru sistemul apă-fenol, o temperatură de 66,4 0 C este temperatura critică de dizolvare, deoarece de la această temperatură și mai sus, ambele lichide sunt infinit solubile unul în celălalt.

Dizolvarea reciprocă a lichidelor nu este de obicei însoțită de modificări semnificative ale volumului și, prin urmare, depinde puțin de presiune. Numai la presiuni foarte mari de ordinul a mii de atmosfere solubilitatea reciprocă a lichidelor crește semnificativ.

Există lichide care sunt complet insolubile unele în altele, se numesc lichide nemiscibile. Dacă ambele lichide sunt insolubile unul în celălalt, atunci când sunt amestecate în orice proporție, se formează două straturi separate. Exemple de astfel de lichide sunt următoarele: mercur - apă, disulfură de carbon - apă, clorobenzen - apă, fenilamină - apă.

Dacă o a treia substanță este introdusă într-un sistem format din două lichide nemiscibile, capabile să se dizolve în fiecare dintre aceste lichide, atunci solutul va fi distribuit între ambele lichide proporțional cu solubilitatea sa în fiecare dintre ele. Pentru astfel de sisteme, legea distribuției este îndeplinită conform căreia: o substanță capabilă să se dizolve în doi solvenți nemiscibili este distribuită între ei astfel încât raportul dintre concentrațiile sale în acești solvenți la o temperatură constantă să rămână constant, indiferent de cantitatea totală de solut

K(V) = s 1V / s 2V,

unde c 1B și c 2B sunt concentrațiile substanței dizolvate în primul și al doilea solvenți, K(B) este constanta de distribuție a substanței B între două lichide nemiscibile.

Dizolvarea gazelor în apă este un proces exotermic. Prin urmare, solubilitatea gazelor scade odată cu creșterea temperaturii. Când un gaz se dizolvă într-un lichid, se stabilește echilibrul

Gaz + Lichid ↔ Soluție saturată

În acest caz, volumul sistemului este redus semnificativ. În consecință, o creștere a presiunii ar trebui să conducă la o deplasare a echilibrului spre dreapta, adică la o creștere a solubilității gazului.

Henry a formulat acest model mai general: Presiunea parțială de vapori a unei substanțe dizolvate deasupra unei soluții este proporțională cu fracția molară a substanței dizolvate din soluție.

Solubilitatea majorității substanțelor scade odată cu scăderea temperaturii. Prin urmare, atunci când soluțiile saturate fierbinți sunt răcite, excesul de dizolvat este eliberat. Cu toate acestea, dacă răcirea se efectuează cu atenție și încet, atunci nu va exista nicio eliberare de soluție din soluție. În acest caz, soluția rezultată conține semnificativ mai multă substanță dizolvată decât este necesar pentru saturație la o anumită temperatură. Astfel de soluții se numesc suprasaturat. Astfel de soluții într-o stare calmă pot rămâne neschimbate ani de zile. Dar dacă aruncați un cristal din substanța care este dizolvată în el într-o soluție, atunci imediat alte cristale încep să crească în jurul lui și, după scurt timp, întregul exces de substanță dizolvată se cristalizează. Cristalizarea începe uneori de la simpla agitare a soluției. Soluțiile suprasaturate de sare Glauber (Na 2 SO 4 ∙10H 2 O) și tiosulfat de sodiu (Na 2 S 2 O 3 ∙ 5H 2 O) se formează foarte ușor.

legea lui Raoult. Proprietățile coligative ale soluțiilor.

Proprietățile coligative ale soluțiilor sunt acele proprietăți care depind numai de concentrația particulelor substanței dizolvate, dar nu și de compoziția sa chimică. Cele mai comune sunt următoarele patru proprietăți coligative ale soluțiilor:

1) scăderea presiunii aburului;

2) creșterea punctului de fierbere;

3) scăderea temperaturii de îngheț;

4) presiunea osmotică.

Toate aceste patru proprietăți se aplică soluțiilor care conțin substanțe solubile nevolatile, adică acele substanțe solubile a căror presiune de vapori este neglijabilă.

La o anumită temperatură, presiunea vaporilor saturați deasupra lichidului este o valoare constantă. Când o substanță este dizolvată într-un lichid dat, presiunea de vapori saturați a acelui lichid deasupra soluției scade. Presiunea de vapori saturați a unui solvent deasupra unei soluții este întotdeauna mai mică decât peste un solvent pur la aceeași temperatură. Diferența dintre aceste presiuni se numește reducerea aburului deasupra soluției.

În 1887, fizicianul francez Raoult a stabilit o lege care leagă scăderea presiunii vaporilor peste soluțiile diluate de neelectroliți cu o creștere a concentrației substanței dizolvate. Se numește legea lui Raoult: scăderea relativă a presiunii de vapori saturați a solventului deasupra soluției este egală cu fracția molară a solutului

(P 0 – P)/P 0 = X

Consecința unei scăderi a presiunii de vapori saturați a unui solvent deasupra unei soluții este o creștere a punctului său de fierbere în comparație cu un solvent pur și o scădere a punctului său de îngheț.

Orice lichid începe să fiarbă la aceeași temperatură la care presiunea vaporilor săi saturati atinge presiunea exterioară. Apa la o presiune de 101 kPa începe să fiarbă la o temperatură de 100 0 C deoarece presiunea vaporilor saturați este de 101 kPa. Deoarece la o anumită temperatură presiunea vaporilor de apă saturati deasupra soluției va fi mai mică decât peste solventul pur, soluția nu fierbe la 100 0 C. Punctul de fierbere al unei soluții apoase este mai mare de 100 0 C, iar cu cât concentrația soluției este mai mare, cu atât este mai mare.

Când lichidele îngheață, cristalizarea începe la temperatura la care presiunea vaporilor saturați deasupra fazei lichide devine egală cu presiunea vaporilor saturați deasupra fazei solide. Apa îngheață la 0 0 C deoarece la această temperatură presiunea vaporilor saturați a apei deasupra lichidului și deasupra gheții este aceeași și egală cu 0,61 kPa.

Pentru soluțiile diluate, creșterea punctului de fierbere și scăderea punctului de îngheț nu depind de natura substanței dizolvate și este direct proporțională cu cantitatea de substanță n:

Dt deputat = K k ×C m; Dt kip. =K e ×C m,

unde Dt dep. si Dt bal. – respectiv scăderea punctului de îngheț și creșterea punctului de fierbere al soluției se găsesc folosind formula

Dt deputat = T deputat. r-la – T deputat. soluţie; Dt kip = T kip. soluție – T fierbe. r-la;

K k și K e sunt constantele crioscopice și respectiv ebulioscopice ale solventului; С m – concentrația molală a soluției (mol/kg) poate fi găsită folosind formula

,

unde m 1 este masa substanței dizolvate, g; M este masa sa molară, g/mol; m 2 – masa solventului, g.

Osmoză- Aceasta este tranziția spontană a unui solvent printr-o membrană semi-permeabilă de la o soluție diluată sau un solvent pur la o soluție concentrată. O membrană care permite trecerea particulelor de solvent, dar nu permite trecerea particulelor dizolvate se numește membrană semipermeabilă. Un exemplu de astfel de membrană este vezica de taur. O membrană semi-permeabilă permite particulelor de solvent să treacă în ambele direcții. Dar pe partea membranei unde concentrația soluției este mai mare, concentrația solventului este mai mică. Prin urmare, are loc tranziția rezultată a solventului într-o soluție concentrată. Aceasta duce la stabilirea unei diferențe de presiune pe ambele părți ale membranei, care se numește presiune osmotică.

Presiunea osmotică este o proprietate coligativă, deoarece depinde numai de concentrația particulelor dizolvate și nu depinde de compoziția lor chimică. Pentru presiunea osmotică, ecuația Van't Hoff este satisfăcută.

,

unde n este cantitatea de substanță dizolvată, mol; V – volumul soluției, m3; R – constanta gazului egal cu 8,31 J/(mol K); T – temperatura, K; m este masa substanței dizolvate, g; M – masa sa molară, g/mol; cm - concentrația molară, mol/l

Presiunea osmotică joacă un rol important în sistemele biologice. La animale, unele celule, cum ar fi celulele roșii din sânge, conțin o soluție salină. Aceste celule sunt înconjurate de o membrană plasmatică. Într-un mediu acvatic, celulele roșii din sânge suferă osmoză, se umflă și explodează. Cu toate acestea, dacă sunt expuse la o soluție de sare mai concentrată, celulele se micșorează.

Dacă presiunea aplicată unei soluții concentrate depășește presiunea osmotică, atunci solventul trece din soluția concentrată prin membrană în soluția diluată. Acest proces se numește osmoză inversă. Este folosit în industrie pentru a obține apă potabilă din apa de mare.

Soluții de electroliți

Substanțele care se descompun în ioni și conduc curentul electric se numesc electroliți. Un electrolit conduce curentul electric ca urmare a mișcării direcționale a ionilor săi creând un flux de sarcini electrice. Astfel, trecerea unui curent electric printr-un electrolit este însoțită de un transfer de substanță.

Electroliții sunt acizi, baze și săruri care se află în stare topită sau într-o soluție apoasă.

Capacitatea electroliților de a conduce curentul electric se numește conductivitate electrolitică. Diferă de conductivitatea electronică a metalelor sau a altor conductori de curent electric. În substanțele cu conductivitate electronică, fluxul de sarcină se datorează mișcării electronilor. Prin urmare, trecerea unui curent electric prin conductori cu conductivitate electronică nu este însoțită de transfer de materie. Electroliții sunt conductori de al doilea fel. Într-o soluție sau topire, se descompun în ioni, motiv pentru care curge curent electric.

Descompunerea electroliților în ioni atunci când sunt dizolvați în apă se numește disociere electrolitică.

Pentru a explica caracteristicile soluțiilor apoase de electroliți, chimistul suedez S. Arrhenius a propus în 1887 teoria disocierii electrolitice. Principalele prevederi ale teoriei sunt următoarele:

1. Electroliții, atunci când sunt dizolvați în apă, se descompun în ioni - pozitivi și negativi. Ionii sunt în stări electronice mai stabile decât atomii. Printre astfel de ioni există cei simpli, de exemplu, Na +, Mg 2+, Al 3+ și complecși, constând din mai mulți atomi, de exemplu, NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-. Într-o soluție, ionii se mișcă aleatoriu în direcții diferite.

2. Sub influența unui curent electric, ionii capătă mișcare direcțională: ionii încărcați pozitiv se deplasează spre catod, ionii încărcați negativ se deplasează spre anod. Primii se numesc cationi, iar cei din urmă anioni.

3. Disocierea este un proces reversibil. Simultan cu dezintegrarea moleculelor în ioni, are loc procesul invers - combinarea ionilor într-o moleculă.

Prin urmare, în ecuațiile de disociere electrolitică nu există un semn de egalitate, ci un semn de reversibilitate ↔.

Sub gradul de disociere a electroliților se referă la raportul dintre numărul de molecule disociate în ioni n la numărul total de molecule de electrolit dizolvat N, adică

În funcție de gradul de disociere, se disting electroliții slabi și puternici. Electroliții puternici la concentrații mari sunt disociați cu mai mult de 1/2. Gradul de disociere al electroliților slabi este foarte mic în comparație cu 1. Electroliți puternici– acestea sunt majoritatea sărurilor solubile (cu excepția CuCl 2, Pb(CH 3 COO) 2, Fe(CNS) 3), alcaline și acizi tari (HCI, HBr, HI, HNO 3, H2SO4, HClO 4, HMnO 4 ). Electroliții slabi sunt majoritatea acizilor organici, acizii slabi anorganici și bazele slabe, unele săruri neutre CdCl2, Fe(CH3COO)3. Electroliții deosebit de slabi sunt apa, hidrogenul sulfurat, acizii cianhidric și boric.

Gradul de disociere depinde de natura electrolitului și solventului, precum și de concentrația electrolitului. Odată cu scăderea concentrației, gradul de disociere crește și cu o diluție puternică a soluției, O→1, iar diferențele dintre electroliții puternic și slab disociați sunt netezite.

Produs ionic.

Conductivitatea electrică a apei se explică prin faptul că apa se disociază într-o măsură foarte mică, formând ioni de hidrogen și ioni de hidroxid:

Acest proces este de echilibru și, ca orice proces de echilibru, poate fi caracterizat printr-o constantă de echilibru, care este constanta de disociere:

La temperatura camerei, doar una din 108 molecule de apă se descompune în ioni.

În soluțiile diluate, concentrația de apă se modifică foarte puțin și poate fi considerată constantă, atunci

Deoarece este o constantă, ele intră în K D si denota Spre W:

Această cantitate se numește produs ionic al apeiși este o valoare constantă la o temperatură dată.

În apa pură la temperatura camerei, concentrațiile ionilor de hidrogen și hidroxid sunt egale între ele și egale cu 10 –7 mol/l. Prin urmare:

Constanta de echilibru Spre W depinde de temperatură și nu depinde de concentrația de cationi H + și OH – anioni.

Dacă se adaugă un acid în apă, concentrația de cationi de hidrogen va crește, echilibrul se va deplasa spre stânga, iar concentrația de ioni de hidroxid va scădea astfel încât produsul ionic al apei rămâne neschimbat.

Astfel, în soluțiile apoase, la o temperatură constantă, concentrațiile de cationi de hidrogen și ionii de hidroxid sunt legate între ele. Când se calculează pentru soluții apoase de electroliți puternici, nu se folosesc concentrații, ci activități:

Activitatea ionică a i se exprimă ca produsul dintre concentrația unui ion cu i și coeficientul său de activitate i:

si eu= i cu i

Este imposibil să se determine experimental activitățile cationului a + și ale anionului a -, deoarece acestea nu există separat. Prin urmare, se introduce conceptul de activitate ionică medie a. Pentru un electrolit care produce n+ cationi și n- anioni

a ± = (a + n+ ∙a - n-) 1/n

unde n = n + + n - .

Coeficientul mediu de activitate ionică γ ± este determinat în mod similar

γ ± = (γ + n + ∙γ - n -) 1/ n

Pentru a caracteriza aciditatea (alcalinitatea) mediului, a fost introdus un parametru special - indicele de hidrogen sau pH-ul. Indicele de hidrogen sau pH este logaritmul zecimal inversat al concentrației ionilor de hidrogen dintr-o soluție:

Valoarea pH-ului determină natura reacției soluției. De exemplu, la 295K este neutru și pH = 7 (concentrația ionilor de hidrogen este [H + ] = 10 –7 mol/l). La pH<7 (концентрация ионов водорода [Н + ] >10 –7 mol/l) reacția soluției este acidă, la pH>7 (concentrația ionilor de hidrogen [H + ]<10 –7 моль/л) – щелочная. С изменением температуры величина ионного произведения воды Spre W schimbari.

Valoarea pH-ului poate servi drept criteriu pentru puterea unui acid sau a unei baze. În seria acizilor, cel cu activitate mai mare a ionilor de H + (pH mai mic) la aceeași concentrație molară va fi puternic. Pentru fundații, o astfel de dependență este inversă.

Produs de solubilitate.

Într-o soluție de electrolit saturat, produsul concentrațiilor ionilor săi este o valoare constantă la o temperatură dată. Această valoare caracterizează cantitativ capacitatea unui electrolit de a se dizolva se numește produs de solubilitate

Produsul de solubilitate depinde de natura solutului și solventului, precum și de temperatură și nu depinde de activitatea ionilor electrolitului puțin solubil în soluție.

Produsul de solubilitate pentru majoritatea electroliților este calculat și cuprins în tabele. Cunoscând produsul de solubilitate, este posibil să se calculeze dacă o substanță precipită în condiții date. Condiția pentru formarea unui precipitat al unui electrolit slab solubil este ca produsul activităților ionilor acestui electrolit în soluție să depășească valoarea tabelată a produsului de solubilitate.

Hidroliza sărurilor

Hidroliza sării este interacțiunea de schimb a ionilor de sare cu moleculele de apă, ducând la creșterea acidității sau alcalinității soluției și la formarea de compuși slab disociabili. Esența reacțiilor de hidroliză este interacțiunea ionilor de sare cu ionii de apă pentru a forma electroliți slabi. În timpul procesului de hidroliză, unul dintre ionii de apă se leagă într-un electrolit slab, iar celălalt, de regulă, se acumulează în soluție. Ionul care se acumulează în soluție determină reacția mediului. Dacă se acumulează ionii H +, atunci mediul va fi acid, dacă grupările OH - sunt alcaline. Când se formează electroliți de rezistență egală, mediul poate fi neutru.

Ecuațiile de hidroliză sunt scrise în mod similar cu alte ecuații ionice: ușor disociate (inclusiv apă) și ușor solubile, precum și substanțele gazoase sunt scrise sub formă de molecule, electroliții puternici sunt scrisi sub formă de ioni. Ecuațiile pentru hidroliza sărurilor acizilor polibazici și bazelor poliacide sunt scrise în trepte, similare disocierii treptate.

Există patru cazuri de interacțiune între sare și apă.

1. Săruri formate dintr-un acid tare și o bază slabă.

Sărurile de acest tip, atunci când sunt dizolvate în apă, formează o soluție acidă. Un exemplu este clorură de amoniu NH4Cl. Ecuația pentru reacția de hidroliză a acestei săruri are forma

NH4Cl + H2O ↔ NH4OH + HCl.

În formă ionică, ecuația reacției de hidroliză are forma

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 4 OH + H + .

Datorită legării ionilor OH de către ionii de amoniu în molecule de NH 4 OH slab disociate, în soluție apare un exces de ioni de hidrogen, iar soluția devine acidă.

2. O sare este formată dintr-un acid slab și o bază tare.

Sărurile de acest tip, atunci când sunt dizolvate în apă, formează o soluție alcalină. Când o sare formată dintr-un acid slab și o bază tare este hidrolizată, se formează un acid slab și un exces de ioni de hidroxil OH -. Un exemplu este hidroliza cianurii de potasiu, ecuația reacției are forma

KCN + H 2 O ↔ HCN + KOH

sau sub formă ionică

Cinetică chimică și echilibru

Scopul lucrării: studiul influenței temperaturii asupra vitezei de reacție, concentrația asupra deplasării echilibrului chimic.

Context teoretic:

Viteza reacției chimice este cantitatea de substanță care reacționează sau se formează ca urmare a unei reacții per unitate de timp pe unitate de volum (pentru reacții omogene) sau pe unitate de suprafață de interfață (pentru reacții eterogene).

Dacă într-o perioadă de timp?f = f 2 f 1 concentrația uneia dintre substanțele care participă la reacție scade cu?C = C2C1, atunci viteza medie a reacției chimice pentru perioada de timp specificată este egală cu

Valoarea V exprimă viteza unui proces chimic într-o anumită perioadă de timp. Prin urmare, cu cât?f este mai mică, cu atât viteza medie va fi mai apropiată de cea adevărată.

Viteza unei reacții chimice depinde de următorii factori:

1) natura și concentrația substanțelor care reacţionează;

2) temperatura sistemului de reacție;

3) prezenţa unui catalizator;

4) presiune,

5) mărimea interfeței de fază și viteza de amestecare a sistemului (pentru reacții eterogene);

6) tip de solvent.

Efectul concentrațiilor de reactiv. Viteza unei reacții este proporțională cu numărul de ciocniri ale moleculelor substanțelor care reacţionează. Numărul de ciocniri, la rândul său, este mai mare, cu cât concentrația fiecăreia dintre substanțele inițiale este mai mare.

O formulare generală a efectului concentrației asupra vitezei unei reacții chimice este dată de legea acțiunii în masă(1867, Guldberg, Waage, Beketov).

La o temperatură constantă, viteza unei reacţii chimice este proporţională cu produsul concentraţiilor substanţelor care reacţionează, luate în puteri ale coeficienţilor lor de egalizare (stoichiometrici).

Pentru reacția aA + bB = cC V = K[A] a [B] b,

unde K este coeficientul de proporționalitate sau constanta de viteză;

Dacă [A] = 1 mol/l, [B] = 1 mol/l, atunci V = K, de aici sensul fizic

constante de viteză K: constanta de viteză este egală cu viteza de reacție la concentrații de reactanți egale cu unitatea.

Efectul temperaturii asupra vitezei de reacție. Pe măsură ce temperatura crește, frecvența ciocnirilor moleculelor care reacţionează crește și, prin urmare, viteza de reacție crește.

Efectul cantitativ al temperaturii asupra vitezei reacțiilor omogene poate fi exprimat prin regula lui Van't Hoff.

În conformitate cu regula lui Van't Hoff, atunci când temperatura crește (scade) cu 10 grade, viteza unei reacții chimice crește (scade) de 2-4 ori:

unde V (t 2 ) și V (t 1 ) - viteza de reacție chimică la temperaturi corespunzătoare; f(t 2 ) Şi f(t 1 ) - durata reacţiei chimice la temperaturi corespunzătoare; G - Coeficientul de temperatură Van't Hoff, care poate lua o valoare numerică în intervalul 2-4.

Energia de activare. Excesul de energie pe care trebuie să îl aibă moleculele pentru ca ciocnirea lor să ducă la formarea unei noi substanțe se numește energia de activare a unei reacții date (exprimată în kJ/mol). Una dintre metodele de activare este creșterea temperaturii: odată cu creșterea temperaturii, numărul de particule active crește foarte mult, datorită căruia viteza de reacție crește brusc.

Dependența vitezei de reacție de temperatură este exprimată prin ecuația Arrhenius:

unde K este constanta de viteză a reacției chimice; E a - energia de activare;

R - constanta universală a gazului; A - constantă; exp este baza logaritmilor naturali.

Mărimea energiei de activare poate fi determinată dacă două valori ale constantelor de viteză K 1 și K 2 sunt cunoscute la temperaturile T 1 și, respectiv, T 2, conform următoarei formule:

Echilibrul chimic.

Toate reacțiile chimice pot fi împărțite în două grupe: ireversibile și reversibile. Reacțiile ireversibile continuă până la finalizare - până când unul dintre reactanți este consumat complet, adică. curge într-o singură direcție. Reacțiile reversibile nu se finalizează. Într-o reacție reversibilă, niciunul dintre reactanți nu este consumat complet. O reacție reversibilă poate apărea atât în ​​direcția înainte, cât și în sens invers.

Echilibrul chimic este o stare a unui sistem în care vitezele reacțiilor directe și inverse sunt egale.

Pentru o reacție reversibilă

m A+ n B? p C+ q D

constanta de echilibru chimic este

În reacțiile chimice reversibile, echilibrul se stabilește în momentul în care raportul dintre produsul concentrațiilor produselor crescute la puteri egale cu coeficienții stoichiometrici și produsul concentrațiilor substanțelor inițiale, ridicate și ele la puterile corespunzătoare, este egal cu o constantă. valoare numită constantă de echilibru chimic.

Constanta de echilibru chimic depinde de natura reactanților și de temperatură. Concentrațiile la care se stabilește echilibrul se numesc echilibru. O modificare a condițiilor externe (concentrație, temperatură, presiune) determină o schimbare a echilibrului chimic în sistem și trecerea acestuia la o nouă stare de echilibru.

O astfel de tranziție a unui sistem de reacție de la o stare la alta se numește deplasare (sau deplasare) a echilibrului chimic.

Direcția deplasării echilibrului chimic este determinată de principiul lui Le Chatelier: Dacă se aplică vreo influență externă unui sistem care se află într-o stare de echilibru chimic (modificarea concentrației, temperaturii, presiunii), atunci în acest sistem apar spontan procese care tind să slăbească efectul produs.

O creștere a concentrației unuia dintre reactivii de pornire deplasează echilibrul spre dreapta (reacția directă este sporită); O creștere a concentrației produselor de reacție deplasează echilibrul spre stânga (reacția inversă se intensifică).

Dacă o reacție are loc cu o creștere a numărului de molecule de gaz (adică, în partea dreaptă a ecuației de reacție, numărul total de molecule de gaz este mai mare decât numărul de molecule de substanțe gazoase din partea stângă), atunci o creștere în presiune împiedică reacția, iar o scădere a presiunii favorizează reacția.

Când temperatura crește, echilibrul se deplasează spre reacția endotermă, iar când temperatura scade, se deplasează către reacția exotermă.

Catalizatorul modifică rata reacțiilor directe și inversă de același număr de ori. Prin urmare, catalizatorul nu provoacă o schimbare a echilibrului, ci doar scurtează sau mărește timpul necesar pentru atingerea echilibrului.

Experimentul nr. 1 Dependența vitezei unei reacții omogene de concentrația reactivilor inițiali.

b Instrumente, echipamente: eprubete, cronometru, soluții de tiosulfat de sodiu (III), dil. acid sulfuric (1M), apă.

b Metodologie: Această dependență poate fi studiată folosind exemplul clasic de reacție omogenă între tiosulfat de sodiu și acid sulfuric, procedând conform ecuației

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

La început, sulful formează o soluție coloidală cu apa (turbiditate abia perceptibilă). Este necesar să se măsoare timpul din momentul scurgerii până când apare o turbiditate abia vizibilă cu un cronometru. Cunoscând timpul de reacție (în secunde), puteți determina viteza relativă a reacției, adică reciproca timpului:

cinetică chimică omogenă

Pentru experiment, ar trebui să pregătiți trei eprubete uscate și curate și să le numerotați. Adăugați la prima 4 picături de soluție de tiosulfat de sodiu și 8 picături de apă; în al doilea - 8 picături de tiosulfat de sodiu și 4 picături de apă; în a treia - 12 picături de tiosulfat de sodiu. Agitați eprubetele.

Dacă desemnăm în mod condiționat concentrația molară de tiosulfat de sodiu din eprubeta 1 drept „c”, atunci în eprubeta 2 vor exista 2 s mol, în eprubeta 3 - 3 s mol.

Adăugați o picătură de acid sulfuric în eprubeta 1 și, în același timp, porniți cronometrul: scuturați eprubeta, urmăriți apariția turbidității în eprubetă, ținând-o la nivelul ochilor. Când apare cea mai mică tulburare, opriți cronometrul, notați timpul de reacție și notați-l în tabel.

Efectuați experimente similare cu a doua și a treia eprubetă. Introduceți datele experimentale în jurnalul de laborator sub forma unui tabel.

b Concluzie: cu creșterea concentrației de tiosulfat de sodiu, viteza acestei reacții crește. Graficul dependenței este o linie dreaptă care trece prin origine.

Experiența nr. 2. Studiul dependenței vitezei unei reacții omogene de temperatură.

b Instrumente și echipamente: eprubete, cronometru, termometru, soluții de tiosulfat de sodiu (III), acid sulfuric (1M)

b Metodologie:

Pregătiți trei eprubete curate și uscate și numerotați-le. Adăugați 10 picături de soluție de tiosulfat de sodiu la fiecare dintre ele. Puneți eprubeta nr. 1 într-un pahar cu apă la temperatura camerei și după 1...2 minute notați temperatura. Apoi adăugați o picătură de acid sulfuric în eprubetă, porniți simultan cronometrul și opriți-l când apare o turbiditate slabă, abia vizibilă. Înregistrați timpul în secunde din momentul în care acidul este adăugat în eprubetă până când apare turbiditatea. Înregistrați rezultatul în tabel.

Apoi crește temperatura apei din pahar cu exact 10 0 fie încălzind-o pe o plită, fie amestecând-o cu apă fierbinte. Puneți eprubeta nr. 2 în această apă, țineți câteva minute și adăugați o picătură de acid sulfuric, pornind cronometrul în același timp, agitați eprubeta cu conținutul ei într-un pahar cu apă până când apare turbiditatea. Dacă apare o tulburare abia vizibilă, opriți cronometrul și introduceți valorile cronometrului în tabel. Efectuați un experiment similar cu a treia eprubetă. Mai întâi creșteți temperatura în pahar cu încă 10 0, puneți eprubeta nr. 3 în ea, țineți timp de câteva minute și adăugați o picătură de acid sulfuric, în timp ce porniți cronometrul și agitați eprubeta.

Exprimați rezultatele experimentelor într-un grafic, trasând viteza pe axa ordonatelor și temperatura pe axa absciselor.

Determinați coeficientul de temperatură al reacției g

b Concluzie: în timpul experimentului s-a calculat coeficientul mediu de temperatură, care s-a dovedit a fi egal cu 1,55. Ideal este

2-4. Abaterea de la ideal poate fi explicată prin eroarea de măsurare a timpului de turbiditate a soluției. Graficul vitezei de reacție în funcție de temperatură are forma unei ramuri de parabolă care nu trece prin 0. Odată cu creșterea temperaturii, viteza de reacție crește

Experimentul nr. 3 Influența concentrației de reactanți asupra echilibrului chimic.

b Instrumente și echipamente: eprubete, clorură de potasiu (cristal), soluții de clorură de fier (III), tiocianat de potasiu (saturat), apă distilată, cilindru

b Metodologie:

Un exemplu clasic de reacție reversibilă este interacțiunea dintre clorura ferică și tiocianatul de potasiu:

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

roşu

Tiocianatul de fier rezultat are o culoare roșie, a cărei intensitate depinde de concentrație. Prin schimbarea culorii soluției, se poate aprecia deplasarea echilibrului chimic în funcție de creșterea sau scăderea conținutului de tiocianat de fier din amestecul de reacție. Creați o ecuație pentru constanta de echilibru a acestui proces.

Se toarnă 20 ml de apă distilată într-o cană de măsurare sau un cilindru și se adaugă o picătură dintr-o soluție saturată de clorură de fier (III) și o picătură dintr-o soluție saturată de tiocianat de potasiu . Se toarnă soluția colorată rezultată în mod egal în patru eprubete. Numerotați eprubetele.

Se adaugă o picătură dintr-o soluție saturată de clorură de fier (III) în prima eprubetă. Se adaugă o picătură dintr-o soluție saturată de tiocianat de potasiu în a doua eprubetă. Adăugați clorură de potasiu cristalină în a treia eprubetă și se agită energic. A patra eprubetă este pentru comparație.

Pe baza principiului lui Le Chatelier, explicați ce cauzează schimbarea culorii în fiecare caz individual.

Scrieți rezultatele experimentului într-un tabel sub forma

In primul si al doilea caz am crescut concentratia substantelor de start, astfel se obtine o culoare mai intensa. Mai mult, în al doilea caz culoarea este mai închisă, deoarece concentrația de KSCN se modifică la o rată cubică. În al treilea experiment, am crescut concentrația substanței finale, astfel încât culoarea soluției a devenit mai deschisă.

Concluzie: odată cu creșterea concentrației substanțelor inițiale, echilibrul se deplasează spre formarea produșilor de reacție. Pe măsură ce concentrația de produse crește, echilibrul se deplasează spre formarea substanțelor inițiale.

Concluzii generale: în timpul experimentelor, am stabilit experimental dependența vitezei de reacție de concentrația substanțelor inițiale (cu cât concentrația este mai mare, cu atât viteza de reacție este mai mare); dependența vitezei de reacție de temperatură (cu cât temperatura este mai mare, cu atât viteza de reacție este mai mare); modul în care concentrația substanțelor care reacţionează afectează echilibrul chimic (odată cu creșterea concentrației de substanțe inițiale, echilibrul chimic se deplasează spre formarea produselor; cu creșterea concentrației de produse, echilibrul chimic se deplasează spre formarea substanțelor inițiale )

Se numește ramura chimiei care studiază viteza reacțiilor chimice și dependența acesteia de diferiți factori cinetica chimică.

Sistemîn chimie, substanța sau colecția de substanțe în cauză.

Fază- parte a unui sistem care este separată de alte părți printr-o interfață.

Se numesc sisteme formate dintr-o fază omogen, sau omogen(amestecuri de gaze, soluții).

Sunt numite sisteme formate din două sau mai multe faze eterogen, sau eterogen(gaz + solid, lichid + solid).

Viteza reacției chimice este numărul de acte elementare care au loc pe unitatea de timp într-o unitate de volum (reacții omogene) sau pe o suprafață unitară (reacții eterogene).

Cantitativ, viteza de reacție este de obicei caracterizată printr-o modificare a concentrației oricăruia dintre produsele de reacție inițiale sau finale pe unitatea de timp.

Viteza de reacție depinde asupra naturii substanţelor care reacţionează şi condiţiilor reacţiei: concentraţie, temperatură, prezenţa catalizatorilor, precum şi alţi factori (de la presiune - pentru reacţii gazoase, din măcinare - pentru solide, din iradiere radioactivă).

Se exprimă dependența cantitativă a vitezei de reacție de concentrația reactanților legea de acţiune a maselor (acţionante).

(1867): viteza unei reacţii chimice este direct proporţională cu produsul concentraţiilor substanţelor care reacţionează, luate în coeficienţii lor stoichiometrici. De exemplu, pentru reacție

aA + bB = cC + dD viteza de reacție în conformitate cu legea acțiunii masei este egală cu

v = k[A] a -[B] b

Unde [O]Şi [IN] - concentrații de substanțe inițiale; k- constanta vitezei de reacție, care depinde asupra naturii reactanţilor, a temperaturii şi a prezenţei catalizatorilor, dar nu depinde asupra concentraţiilor de substanţe.

Dependenta viteza de reacție în funcție de temperatură este exprimat regula lui van't Hoff:Când temperatura crește cu 10 °C, viteza majorității reacțiilor chimice crește de 2 - 4 ori:

v t 2 = v t 1 γ (t 1 - t 2)/10

Unde v t 1, v t 2 - viteza de reactie respectiv la t 1 - temperatura initiala si t 2 - temperatura finala; γ- coeficientul de temperatură al vitezei de reacție.

Excesul de energie pe care trebuie să o aibă moleculele pentru ca ciocnirea lor să ducă la formarea unei noi substanțe se numește energie de activare.

Dependenta constantele vitezei de reacție din energia de activare este exprimat Ecuația lui Arrhenius:

k =A e (- E act / RT)

Unde A - constant, independent de temperatură; E act- energia de activare; R- constanta universală a gazului; e - baza logaritmilor naturali (e=2,7 18...); T- temperatura absolută, K.

Catalizatori- substanțe care măresc viteza unei reacții, dar nu sunt consumate în sine. Inhibitori- substante care incetinesc viteza de reactie, dar nu sunt consumate.

Fenomenul de modificare a vitezei de reacție în prezența catalizatorilor se numește cataliză.

Reacțiile care apar cu participarea catalizatorilor sunt numite reacții catalitice.

catalizatori omogene sunt în aceeași stare de agregare ca reactanții. catalizatori eterogene sunt într-o stare de agregare diferită de cea a reactanților.

Reacțiile chimice care au loc în condiții date în direcții reciproc opuse se numesc reversibil.

Starea sistemului în care viteza reacției directe este egală cu viteza reacției inverse se numește echilibru chimic.

Principiul lui Le Chatelier.Când condițiile externe se schimbă, echilibrul chimic se deplasează către reacția (directă sau inversă) care slăbește această influență externă.

Diferiți factori influențează schimbarea echilibrului.

Influenta temperaturii: Pe măsură ce temperatura crește, echilibrul chimic se deplasează către reacția endotermă.

Influența presiunii: odată cu creșterea presiunii, echilibrul chimic se deplasează către o scădere a numărului de molecule de gaz.

Efectul concentrarii: Când concentrația oricăreia dintre substanțele care participă la reacție crește, echilibrul chimic se deplasează spre consumul acestei substanțe.

101. Cum se va schimba viteza reacției N 2 + 3H 2 = 2NH 3 dacă volumul de gaz
tripla amestecul?

102. Viteza de reacție A + B = C când temperatura crește cu 10 grade
creste de 3 ori. De câte ori va crește viteza acestei reacții când
cresterea temperaturii cu 50°C?

103. Când temperatura crește cu 10 grade, viteza unei reacții
creste de 4 ori. La ce temperatură trebuie efectuată această reacție?
astfel încât viteza unei reacții care are loc la 100 de grade să fie redusă de 16 ori?

104. Calculați de câte ori viteza reacției care are loc în
fază gazoasă, cu creșterea temperaturii de la 30 la 70°C, dacă temperatura
Este coeficientul de reacție egal cu 2?

105. Coeficientul de temperatură al vitezei de reacție este 2,8. De câte ori
va crește viteza de reacție când temperatura crește de la 20 la 75°C?

106. Calculați constanta de echilibru pentru o reacție reversibilă

2NO 2 ↔ 2NO + O 2,

știind că concentrațiile de echilibru sunt: ​​= 0,056 mol/l; [02] = 0,028 mol/l;

107. Echilibrul reacţiei H 2 + I 2 ↔ 2HI a fost stabilit la următoarele concentraţii de substanţe: [H 2 ] = 0,05 mol/l;
= 0,09 mol/l;

= 0,15 mol/l. Determinați concentrațiile inițiale de iod și hidrogen.
108. Constanta de echilibru a sistemului omogen CO(g) + H 2 O(g) ↔ CO? +H2 (g)
la 850°C este egal cu 1. Calculați concentrațiile tuturor substanțelor aflate la echilibru,

dacă concentrațiile inițiale sunt: ​​[CO] ref. = 3 mol/l; [H20]RI = 2 mol/l.
109. Cum se va schimba viteza de reacție 2NO(r) + O 2 (g) = 2NO 2 (r) dacă scădem

volumul vasului de reacție este de 3 ori?

110. În sistemul A(g) + 2B(g) = C(g) concentrațiile de echilibru sunt egale cu: - [A] = 0,06 mol/l; [B] - 0,12 mol/l; [CU]

111. 0,216 mol/l. Aflați constanta de echilibru a reacției și concentrațiile inițiale ale substanțelor A și B.
Energia de activare a unei anumite reacții în absența unui catalizator este egală cu

74,24 kJ/mol, iar cu un catalizator - 50,14 kJ/mol. De câte ori va crește?

viteza de reacție în prezența unui catalizator dacă reacția are loc la 25°C?
112. Reacția se desfășoară conform ecuației 3A + B ↔ C. Concentrația substanței A

a scăzut cu 0,3 mol/l. Care este modificarea concentrației substanței B?
113. Se amestecă 8 moli SO 2 şi 4 moli O 2 într-un vas închis. Reacția continuă
la temperatura constanta. În momentul în care apare echilibrul, reacția
Intră 80% din cantitatea inițială. Determinați presiunea amestecului de gaze

la echilibru, dacă presiunea inițială este de 300 kPa.

114. La o anumită temperatură, constanta de disociere a iodurii de hidrogen în substanțe simple este 6,25x10 -2. Ce procent de HI se disociază la această temperatură?
115. Concentrația inițială a fiecărei substanțe din amestec este de 2,5 mol/l. = 3 După stabilirea echilibrului [C]

mol/l. Calculați constanta de echilibru a sistemului A + B ↔5 C + D.

116. Determinați cum se va schimba viteza de reacție a sintezei amoniacului:

N 2 (r) + 3H 2 (g) = 2NH 3 (r) cu: a) creşterea concentraţiei substanţelor iniţiale de 3 ori; b) când presiunea din amestecul de reacţie scade de 2 ori?
117. Reacția se desfășoară conform ecuației N 2 + O 2 = 2NO. Concentrațiile sursei
substanțele înainte de începerea reacției au fost: = 0,049 mol/l; [02] = 0,01 mol/l.

Calculati concentratia acestor substante in momentul in care = 0,005 mol/l.
118. Reacția se desfășoară conform ecuației N 2 + 3H 2 = 2NH 3. Concentrațiile participanților = substanțele din acesta erau: = 0,80 mol/l; [H2] = 1,5 mol/l;
0,70 mol/l.

Calculați concentrația de hidrogen și amoniac când = 0,5 mol/l.
119. Într-un sistem omogen CO + C1 2 ↔ COCl concentrații de echilibru - reactivi: [CO] - 0,2 mol/l; [С1 2 ]
[COCl] = 1,2 mol/l. Calculați constanta de echilibru a sistemului și inițiala
concentrații de clor și CO.

120. Constanta de viteză pentru reacția de descompunere a N 2 O, procedând conform ecuației
2N 2 O = 2N 2 + O 2, egal cu 5x10 -4. Concentrația inițială = 6 mol/l.
Calculați viteza inițială a reacției și viteza acesteia atunci când 50% din N 2 O se descompune.

121. Echilibrul sistemului omogen 4HC1(g) + O 2 ↔ 2H 2 O(g) + 2C1 2 (g) a fost stabilit la următoarele concentrații ale reactanților:

[H20] p = 0,14 mol/l; [C12]p = 0,14 mol/l; [HC1] p = 0,20 mol/l; [02]p = 0,32 mol/l. Calculați concentrațiile inițiale de acid clorhidric și oxigen.

122. Calculați constanta de echilibru pentru sistemul omogen CO(g) + H?O(g) ↔ CO 2 (g) + H 2 (g), dacă concentrațiile de echilibru ale reactanților sunt: ​​[CO] p = 0,004 mol /l; [H20] p = 0,064 mol/l; [C02]p = 0,016 mol/l; [H2]p = 0,016 mol/l. Care sunt concentrațiile inițiale de apă și CO?

123. Constanta de echilibru a sistemului omogen N 2 + ZN 2 ↔2NH 3 la o anumită temperatură este 0,1. Concentraţiile de echilibru ale hidrogenului şi

amoniacul este egal cu 0,2 și respectiv 0,8 mol/l. Calculați concentrațiile inițiale de azot și de echilibru.

124. Concentrațiile inițiale și [C1 2 ] într-un sistem omogen
2NO + C1 2 ↔ 2NOC1 sunt 0,5, respectiv 0,2 mol/l. Calcula
constantă de echilibru dacă, până la momentul atingerii echilibrului, a avut loc reacția
20% NU.

125. Într-un sistem omogen de gaze A + B ↔ C + D s-a stabilit echilibrul
la concentrații: [B] = 0,05 mol/l și [C] = 0,02 mol/l. Constanta de echilibru
sistemul este 0,04. Calculați concentrațiile inițiale ale substanțelor A și B.

Cauta pe site:

2CINETICA CHIMICA SI ECHILIBRUL CHIMIC

2.1 CINETICA REACȚIILOR CHIMICE

Reacțiile chimice apar cu viteze diferite. Unele dintre ele sunt finalizate complet în mici fracțiuni de secundă (explozie), altele sunt realizate în minute, ore, zile și perioade lungi de timp. În plus, aceeași reacție poate avea loc rapid în anumite condiții (de exemplu, la temperaturi ridicate) și lent în altele (de exemplu, la răcire). Mai mult, diferența de viteză a aceleiași reacții poate fi foarte mare.

Când se analizează problema vitezei de reacție, este necesar să se facă distincția între reacțiile omogene și eterogene. Strâns legat de aceste concepte este conceptul de fază.

Fază este o parte a unui sistem separată de celelalte părți ale acestuia printr-o interfață, în timpul tranziției prin care proprietățile se schimbă brusc.

O reacție omogenă are loc în volumul fazei [exemplu - interacțiunea hidrogenului și oxigenului cu formarea vaporilor de apă: H2 (g) + O2 (g) → H2O(g)], iar dacă reacția este eterogenă, atunci are loc la interfața de fază [de exemplu, arderea carbonului: C(s) + O2(g) → CO2 (g)].

Viteza unei reacții omogene este cantitatea de substanță care reacționează sau se formează în timpul reacției pe unitatea de timp pe unitatea de volum a fazei:

Unde n- cantitatea de substanță, mol; V- volumul fazei, l;τ - timp; CU- concentrație, mol/l.

Viteza unei reacții eterogene este cantitatea de substanță care reacționează sau se formează în timpul reacției pe unitatea de timp pe unitatea de suprafață a fazei:

Unde S- zona interfeței de fază.

Cei mai importanți factori care influențează viteza unei reacții omogene sunt următorii: natura reactanților, concentrațiile acestora, temperatura și prezența catalizatorilor.

Dependența vitezei de reacție de concentrațiile reactanților. O reacție între molecule are loc atunci când acestea se ciocnesc. Prin urmare, viteza unei reacții este proporțională cu numărul de ciocniri pe care le suferă moleculele substanțelor care reacţionează. Cu cât concentrația fiecăreia dintre substanțele inițiale este mai mare, cu atât este mai mare numărul de ciocniri. De exemplu, viteza de reacție A + B→ Proporțional cu produsul concentrațiilor A și B:

v = k · [O] · [B],

Unde k- coeficient de proporționalitate, numit constantă a vitezei de reacție. Valoare semnificativă k egală cu viteza de reacție pentru cazul când concentrațiile reactanților sunt de 1 mol/l.

Acest raport exprimă legea acțiunii în masă Această lege se mai numește și lege existent greutate : La temperatură constantă, viteza unei reacții chimice este direct proporțională cu produsul concentrațiilor reactanților.

Mult mai rar, o reacție are loc ca urmare a ciocnirii simultane a trei particule care reacţionează. De exemplu, reacția

2A+B → A 2 B

poate apărea printr-o triplă coliziune:

A+ A + B→ A 2 B

Apoi, în conformitate cu legea acțiunii masei, concentrația fiecărei substanțe care reacţionează este inclusă în exprimarea vitezei de reacție într-un grad egal cu coeficientul din ecuația de reacție:

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

Se numește suma exponenților din ecuația legii acțiunii în masă ordine de reacție. De exemplu, în ultimul caz, reacția este de ordinul al treilea (a doua - față de substanța A și prima - față de substanța B.

Dependența vitezei de reacție de temperatură. Dacă folosim rezultatele numărării numărului de ciocniri între molecule, numărul de ciocniri va fi atât de mare încât toate reacțiile trebuie să apară instantaneu. Această contradicție poate fi explicată prin faptul că doar moleculele cu ceva energie intră în reacție.

Excesul de energie pe care trebuie să o aibă moleculele pentru ca ciocnirea lor să ducă la formarea unei noi substanțe se numește energie de activare (vezi Figura 2.1).

Figura 2.1 - Diagrama energetică pentru reacția de formare a produsului AB din substanțele inițiale A și B. Dacă energia de coliziune a moleculelor A și B este mai mare sau egală cu energii de activare E a , atunci bariera energetică este depășită, iar mișcarea are loc de-a lungul coordonatei de reacție r de la materii prime la produs. În caz contrar, are loc o ciocnire elastică a moleculelor A și B Varful barierei energetice corespunde stării de tranziție (complex activat), în care se formează parțial legătura AB.

Pe măsură ce temperatura crește, numărul de molecule active crește Temperatura este o măsură a energiei cinetice medii a moleculelor, astfel încât creșterea temperaturii duce la o creștere a vitezei medii de mișcare a acestora.. Prin urmare, viteza unei reacții chimice ar trebui să crească odată cu creșterea temperaturii. Creșterea vitezei de reacție la încălzire este de obicei caracterizată ca coeficientul de temperatură al vitezei de reacție (γ ) - un număr care arată de câte ori crește viteza unei anumite reacții atunci când temperatura crește cu 10 grade. Matematic, această dependență este exprimată regulă van't Hoff :

,

Unde v 1 - viteza la temperatura t 1 ; v 2 - viteza la temperatura t 2. Pentru majoritatea reacțiilor coeficientul de temperaturăγ se află în intervalul de la 2 la 4.

Mai strict, dependența vitezei de reacție (sau mai degrabă a constantei vitezei) de temperatură este exprimată Ecuația lui Arrhenius :

,

Unde O - pre-exponenţială un multiplicator care depinde numai de natura reactanților; E a - energia de activare, care este înălțimea barierei energetice care separă materiile prime și produsele de reacție (vezi Figura 2.1); R R=8,3144 J/(mol. K). În calcule aproximative, se ia adesea R = 8,31 J/(mol. K). - constanta universală a gazelor; T T - temperatura absolută (în scara Kelvin). Este legată de temperatura în Celsius prin ecuație
T = t o C + 273,15.
În calculele aproximative se utilizează relația
T = t o C + 273. -