Úloha číslo 1
Vedú k zníženiu rýchlosti reakcie etylénu s vodíkom.
1) zníženie teploty
3) použitie katalyzátora
odpoveď: 14
vysvetlenie:
1) zníženie teploty
Zníženie teploty spomaľuje rýchlosť akejkoľvek reakcie, či už exotermickej alebo endotermickej.
2) zvýšenie koncentrácie etylénu
Zvyšovanie koncentrácie reaktantov vždy zvyšuje rýchlosť reakcie
3) použitie katalyzátora
Všetky hydrogenačné reakcie organických zlúčenín sú katalytické; výrazne zrýchlené v prítomnosti katalyzátorov.
4) zníženie koncentrácie vodíka
Zníženie koncentrácie počiatočných činidiel vždy znižuje rýchlosť reakcie
5) zvýšenie tlaku v systéme
Zvýšenie tlaku, keď je aspoň jedným z reaktantov plyn, zvyšuje rýchlosť reakcie, pretože v skutočnosti je to rovnaké ako zvýšenie koncentrácie tohto činidla.
Úloha číslo 2
Metanol s kyselinou propiónovou.
1) zvýšenie teploty
2) pokles tlaku
3) zníženie teploty
Do políčka „ODPOVEDAŤ“ zapíšte čísla vybraných typov reakcií.
odpoveď: 14
vysvetlenie:
1) zvýšenie teploty
So stúpajúcou teplotou sa zvyšuje rýchlosť akejkoľvek reakcie (exotermickej aj endotermickej)
2) pokles tlaku
Neovplyvňuje žiadnym spôsobom rýchlosť reakcie, tk. počiatočné činidlá - metanol a kyselina propiónová sú kvapaliny a tlak ovplyvňuje rýchlosť iba tých reakcií, v ktorých je aspoň jedno činidlo plyn
3) zníženie teploty
Zníženie teploty znižuje rýchlosť akejkoľvek reakcie (exotermickej aj endotermickej).
4) použitie silnej anorganickej kyseliny ako katalyzátora
Interakcia alkoholov s karboxylovými kyselinami (esterifikačná reakcia) sa urýchľuje v prítomnosti silných minerálnych (anorganických) kyselín
5) ožarovanie ultrafialovým svetlom
Esterifikačná reakcia prebieha podľa iónového mechanizmu a ultrafialové svetlo ovplyvňuje len niektoré reakcie prebiehajúce podľa mechanizmu voľných radikálov, napríklad chlorácia metánu.
Úloha číslo 3
Dopredná rýchlosť reakcie
N2 + 3H2 ↔ 2NH3 + Q
zvyšuje sa s:
1) zvýšenie koncentrácie dusíka
2) zníženie koncentrácie dusíka
3) zvýšenie koncentrácie amoniaku
4) zníženie koncentrácie amoniaku
5) zvýšenie teploty
Do políčka „ODPOVEDAŤ“ zapíšte čísla vybraných typov reakcií.
odpoveď: 15
Úloha číslo 4
Z navrhovaného zoznamu vonkajších vplyvov vyberte dva vplyvy, z ktorých nezávisí rýchlostná reakcia
2C (tv) + CO2 (g) → 2CO (g)
1) stupeň mletia uhlia
2) teplota
3) množstvo uhlia
4) Koncentrácia CO
5) koncentrácia CO 2
Do políčka „ODPOVEDAŤ“ zapíšte čísla vybraných typov reakcií.
odpoveď: 34
Úloha číslo 5
Z navrhovaného zoznamu vonkajších vplyvov vyberte dva vplyvy, pri ktorých je rýchlosť reakcie
2CaO (tv) + 3С (tv) → 2CaC2 (tv) + CO 2 (g)
zvyšuje.
1) zvýšenie koncentrácie CO2
2) zníženie teploty
3) zvýšenie tlaku
4) zvýšenie teploty
5) stupeň mletia CaO
Do políčka „ODPOVEDAŤ“ zapíšte čísla vybraných typov reakcií.
odpoveď: 45
Úloha číslo 6
Z navrhovaného zoznamu vonkajších vplyvov vyberte dva vplyvy, ktoré neposkytujú vplyv na rýchlosť reakcie
HCOOCH3 (1) + H20 (1) -> HCOOH (1) + CH30H (1).
1) zmena koncentrácie HCOOCH 3
2) použitie katalyzátora
3) zvýšenie tlaku
4) zvýšenie teploty
5) zmena koncentrácie HCOOH
Do políčka „ODPOVEDAŤ“ zapíšte čísla vybraných typov reakcií.
odpoveď: 35
Úloha číslo 7
Z navrhovaného zoznamu vonkajších vplyvov vyberte dva vplyvy, ktoré vedú k zvýšeniu rýchlosti reakcie
S (tv) + 02 (g) -> S02 (g).
1) zvýšenie koncentrácie oxidu siričitého
2) zvýšenie teploty
3) zníženie koncentrácie kyslíka
4) zníženie teploty
5) zvýšenie koncentrácie kyslíka
Do políčka „ODPOVEDAŤ“ zapíšte čísla vybraných typov reakcií.
odpoveď: 25
Úloha číslo 8
Z navrhovaného zoznamu vonkajších vplyvov vyberte dva vplyvy, ktoré neovplyvňovať na rýchlosti reakcie
Na2S03 (roztok) + 3HCl (roztok) → 2NaCl (roztok) + S02 + H20.
1) zmena koncentrácie kyseliny chlorovodíkovej
2) zmena tlaku
3) zmena teploty
4) zmena koncentrácie siričitanu sodného
5) zmena koncentrácie chloridu sodného
Do políčka „ODPOVEDAŤ“ zapíšte čísla vybraných typov reakcií.
odpoveď: 25
Úloha číslo 9
Z navrhovaného zoznamu látok vyberte po dva páry, pričom reakcia medzi nimi prebieha najvyššou rýchlosťou izbová teplota.
1) zinok a síra
2) roztoky uhličitanu sodného a chloridu draselného
3) draslík a zriedená kyselina sírová
4) horčík a kyselina chlorovodíková
5) meď a kyslík
Do políčka „ODPOVEDAŤ“ zapíšte čísla vybraných typov reakcií.
odpoveď: 34
Úloha číslo 10
Z navrhovaného zoznamu vonkajších vplyvov vyberte dva vplyvy, ktoré vedú k zvýšeniu rýchlosti reakcie
CH4 (g) + 202 (g) -> C02 (g) + H20 (g).
1) zvýšenie koncentrácie kyslíka
2) zníženie teploty
3) zvýšenie koncentrácie oxidu uhličitého
4) zvýšenie koncentrácie metánu
5) zníženie tlaku
Do políčka „ODPOVEDAŤ“ zapíšte čísla vybraných typov reakcií.
odpoveď: 14
Úloha číslo 11
Z navrhovaného zoznamu vonkajších vplyvov vyberte dva vplyvy, ktoré vedú k zvýšeniu rýchlosti reakcie
2AgN03 (tv) → 2Ag (tv) + O2 (g) + 2N02 (g).
1) zníženie tlaku v systéme
2) zvýšenie tlaku v systéme
3) zvýšenie teploty
4) stupeň brúsenia striebra
5) stupeň mletia dusičnanu strieborného
Do políčka „ODPOVEDAŤ“ zapíšte čísla vybraných typov reakcií.
odpoveď: 35
Úloha číslo 12
Z navrhovaného zoznamu látok vyberte každý po dva páry, pričom reakcia medzi nimi prebieha najnižšou rýchlosťou pri izbovej teplote.
1) síran meďnatý (roztok) a hydroxid sodný (roztok)
2) sodík a voda
3) horčík a voda
4) kyslík a zinok
5) kyselina sírová (roztok) a uhličitan draselný (roztok)
Do políčka „ODPOVEDAŤ“ zapíšte čísla vybraných typov reakcií.
odpoveď: 34
Úloha číslo 15
Z navrhovaného zoznamu vonkajších vplyvov vyberte dva vplyvy, ktoré vedú k zvýšeniu rýchlosti reakcie
Fe (tv) + 2H + → Fe2+ + H2 (g).
1) zvýšenie koncentrácie iónov železa
2) brúsenie kovového železa
3) pridanie niekoľkých kúskov železa
4) zvýšenie koncentrácie kyseliny
5) zníženie teploty
Do políčka „ODPOVEDAŤ“ zapíšte čísla vybraných typov reakcií.
odpoveď: 24
Úloha číslo 16
Z navrhovaného zoznamu látok vyberte dva páry, medzi ktorými je rýchlosť reakcie nezávisí z zväčšenia povrchovej plochy kontaktu činidiel.
1) síra a železo
2) kremík a kyslík
3) vodík a kyslík
4) oxid siričitý a kyslík
5) zinok a kyselina chlorovodíková
Do políčka „ODPOVEDAŤ“ zapíšte čísla vybraných typov reakcií.
odpoveď: 34
Úloha číslo 17
Z navrhovaného zoznamu vonkajších vplyvov vyberte dva vplyvy, ktoré vedú k zvýšeniu rýchlosti reakcie dusíka s vodíkom.
1) zvýšenie teploty
2) použitie inhibítora
3) použitie katalyzátora
4) zníženie koncentrácie amoniaku
5) zníženie koncentrácie vodíka
Do políčka „ODPOVEDAŤ“ zapíšte čísla vybraných typov reakcií.
odpoveď: 13
Úloha číslo 18
Z navrhovaného zoznamu vonkajších vplyvov vyberte dva vplyvy, ktoré nevedú na zmenu rýchlosti reakcie
CH 3 COOC 2 H 5 + OH - → CH 3 COO - + C 2 H 5 OH.
1) zmena teploty
2) zmena koncentrácie alkoholu
3) zmena koncentrácie alkálií
4) zmena koncentrácie soli
5) zmena koncentrácie éteru
Do políčka „ODPOVEDAŤ“ zapíšte čísla vybraných typov reakcií.
odpoveď: 24
Úloha #19
Z navrhovaného zoznamu vonkajších vplyvov vyberte dva vplyvy, pri ktorých je rýchlosť reakcie hydrolýzy ester sa výrazne zvýši.
1) zvýšenie teploty
2) pridanie zásady
3) zníženie koncentrácie alkoholu
4) zníženie koncentrácie éteru
5) zvýšenie tlaku
Do políčka „ODPOVEDAŤ“ zapíšte čísla vybraných typov reakcií.
odpoveď: 12
Úloha číslo 20
Z navrhovaného zoznamu vonkajších vplyvov vyberte dva vplyvy, ktoré vedú k zmene rýchlosti reakcie medzi meďou a kyselinou dusičnou.
Rýchlosť chemickej reakcie sa rovná zmene množstva látky za jednotku času v jednotke reakčného priestoru V závislosti od typu chemickej reakcie (homogénna alebo heterogénna) sa mení charakter reakčného priestoru. Reakčný priestor sa zvyčajne nazýva oblasť, v ktorej je chemický proces lokalizovaný: objem (V), oblasť (S).
Reakčný priestor homogénnych reakcií je objem naplnený činidlami. Keďže pomer množstva látky k jednotkovému objemu sa nazýva koncentrácia (c), rýchlosť homogénnej reakcie sa rovná zmene koncentrácie východiskových látok alebo reakčných produktov v čase. Rozlišujte medzi priemernou a okamžitou reakčnou rýchlosťou.
Priemerná rýchlosť reakcie je:
kde c2 a c1 sú koncentrácie východiskových látok v časoch t2 a t1.
Znamienko mínus "-" v tomto výraze sa vkladá pri zisťovaní rýchlosti prostredníctvom zmeny koncentrácie činidiel (v tomto prípade Dс< 0, так как со временем концентрации реагентов уменьшаются); концентрации продуктов со временем нарастают, и в этом случае используется знак плюс «+».
Rýchlosť reakcie v tento momentčas alebo okamžitá (skutočná) rýchlosť reakcie v sa rovná:
Reakčná rýchlosť v SI má jednotku [mol×m-3×s-1], ostatné jednotky množstva [mol×l-1×s-1], [mol×cm-3×s-1], [mol ×cm –3×min-1].
Rýchlosť heterogénnej chemickej reakcie v nazývaná zmena množstva reaktantu (Dn) za jednotku času (Dt) na jednotku plochy separácie fáz (S) a je určená vzorcom:
alebo cez derivát:
Jednotkou rýchlosti heterogénnej reakcie je mol/m2 s.
Príklad 1. V nádobe sa zmieša chlór a vodík. Zmes sa zahrievala. Po 5 s sa koncentrácia chlorovodíka v nádobe rovnala 0,05 mol/dm3. Určte priemernú rýchlosť tvorby kyseliny chlorovodíkovej (mol/dm3 s).
Riešenie. Zmenu koncentrácie chlorovodíka v nádobe určíme 5 s po začiatku reakcie:
kde c2, c1 - konečná a počiatočná molárna koncentrácia HCl.
Dc (HCl) \u003d 0,05 - 0 \u003d 0,05 mol / dm3.
Vypočítajte priemernú rýchlosť tvorby chlorovodíka pomocou rovnice (3.1):
Odpoveď: 7 \u003d 0,01 mol / dm3 × s.
Príklad 2 V nádobe s objemom 3 dm3 prebieha táto reakcia:
C2H2 + 2H2® C2H6.
Počiatočná hmotnosť vodíka je 1 g. Po 2 sekundách od začiatku reakcie je hmotnosť vodíka 0,4 g. Určte priemernú rýchlosť tvorby C2H6 (mol / dm "× s).
Riešenie. Hmotnosť vodíka, ktorý vstúpil do reakcie (mpror (H2)) sa rovná rozdielu medzi počiatočnou hmotnosťou vodíka (mref (H2)) a konečnou hmotnosťou nezreagovaného vodíka (tk (H2)):
tpror.(H2) \u003d tis (H2) - mk (H2); tpror (H2) \u003d 1-0,4 \u003d 0,6 g.
Vypočítajme množstvo vodíka:
= 0,3 mol.
Stanovíme množstvo vytvoreného C2H6:
Podľa rovnice: z 2 mol H2 vznikne ® 1 mol C2H6;
Podľa podmienky: z 0,3 mol H2 vznikne ® x mol C2H6.
n(С2Н6) = 0,15 mol.
Vypočítame koncentráciu vytvoreného С2Н6:
Zistili sme zmenu koncentrácie C2H6:
0,05-0 = 0,05 mol/dm3. Priemernú rýchlosť tvorby C2H6 vypočítame pomocou rovnice (3.1):
Odpoveď: \u003d 0,025 mol / dm3 × s.
Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemickej reakcie . Rýchlosť chemickej reakcie je určená nasledujúcimi hlavnými faktormi:
1) povaha reagujúcich látok (aktivačná energia);
2) koncentrácia reagujúcich látok (zákon herecké omše);
3) teplota (van't Hoffovo pravidlo);
4) prítomnosť katalyzátorov (aktivačná energia);
5) tlak (reakcie zahŕňajúce plyny);
6) stupeň mletia (reakcie vyskytujúce sa za účasti pevných látok);
7) typ žiarenia (viditeľné, UV, IR, röntgenové žiarenie).
Závislosť rýchlosti chemickej reakcie od koncentrácie vyjadruje základný zákon chemickej kinetiky - zákon pôsobenia hmoty.
Zákon pôsobiacich más . V roku 1865 profesor N. N. Beketov prvýkrát vyslovil hypotézu o kvantitatívnom vzťahu medzi hmotnosťami reaktantov a reakčným časom: "... príťažlivosť je úmerná súčinu pôsobiacich hmôt." Táto hypotéza bola potvrdená v zákone hromadného pôsobenia, ktorý v roku 1867 stanovili dvaja nórski chemici K. M. Guldberg a P. Waage. Moderná formulácia zákona masovej akcie je nasledovná: pri konštantnej teplote je rýchlosť chemickej reakcie priamo úmerná súčinu koncentrácií reaktantov, braných v mocninách rovných stechiometrickým koeficientom v reakčnej rovnici.
Pre reakciu aA + bB = mM + nN má kinetická rovnica zákona o pôsobení hmoty tvar:
, (3.5)
kde je rýchlosť reakcie;
k- koeficient úmernosti, nazývaný rýchlostná konštanta chemickej reakcie (pri = 1 mol/dm3 k sa číselne rovná ); - koncentrácia činidiel zapojených do reakcie.
Rýchlostná konštanta chemickej reakcie nezávisí od koncentrácie reaktantov, ale je určená povahou reaktantov a podmienkami, za ktorých reakcie prebiehajú (teplota, prítomnosť katalyzátora). Pre konkrétnu reakciu prebiehajúcu za daných podmienok je rýchlostná konštanta konštantnou hodnotou.
Príklad 3 Napíšte kinetickú rovnicu zákona o pôsobení hmoty pre reakciu:
2NO (g) + C12 (g) = 2NOCI (g).
Riešenie. Rovnica (3.5) pre danú chemickú reakciu má nasledujúci tvar:
.
Pre heterogénne chemické reakcie rovnica zákona o pôsobení hmoty zahŕňa koncentrácie iba tých látok, ktoré sú v plynnej alebo kvapalnej fáze. Koncentrácia látky v tuhej fáze je zvyčajne konštantná a je súčasťou rýchlostnej konštanty.
Príklad 4 Napíšte kinetickú rovnicu zákona pôsobenia hmôt pre reakcie:
a) 4Fe(t) + 302(g) = 2Fe203(t);
b) CaC03 (t) \u003d CaO (t) + C02 (g).
Riešenie. Rovnica (3.5) pre tieto reakcie bude mať nasledujúci tvar:
Keďže uhličitan vápenatý je tuhá látka, ktorej koncentrácia sa počas reakcie nemení, to znamená, že v tomto prípade je rýchlosť reakcie pri určitej teplote konštantná.
Príklad 5 Koľkokrát sa zvýši rýchlosť reakcie oxidácie oxidu dusnatého (II) s kyslíkom, ak sa koncentrácie činidiel zdvojnásobia?
Riešenie. Napíšeme reakčnú rovnicu:
2NO + O2= 2N02.
Označme počiatočnú a konečnú koncentráciu činidiel ako c1(NO), cl(O2) a c2(NO), c2(O2). Rovnakým spôsobom označujeme počiatočnú a konečnú rýchlosť reakcie: vt, v2. Potom pomocou rovnice (3.5) dostaneme:
.
Podľa podmienky c2(NO) = 2c1 (NO), c2(02) = 2c1(02).
Nájdeme v2 =k2 ×2cl(O2).
Zistite, koľkokrát sa rýchlosť reakcie zvýši:
Odpoveď: 8 krát.
Vplyv tlaku na rýchlosť chemickej reakcie je najvýznamnejší pre procesy zahŕňajúce plyny. Keď sa tlak zmení o n-krát, objem sa zníži a koncentrácia sa zvýši n-krát a naopak.
Príklad 6 Koľkokrát sa zvýši rýchlosť chemickej reakcie medzi plynnými látkami reagujúcimi podľa rovnice A + B \u003d C, ak sa tlak v systéme zdvojnásobí?
Riešenie. Pomocou rovnice (3.5) vyjadríme rýchlosť reakcie pred zvýšením tlaku:
.
Kinetická rovnica po zvýšení tlaku bude mať nasledujúci tvar:
.
So zvýšením tlaku o faktor 2 sa objem zmesi plynov podľa Boyle-Mariotteho zákona (pY = const) tiež zníži o faktor 2. Preto sa koncentrácia látok zvýši 2-krát.
Teda c2(A) = 2c1(A), c2(B) = 2c1(B). Potom
Určte, koľkokrát sa rýchlosť reakcie zvýši so zvyšujúcim sa tlakom.
Chemické reakcie prebiehajú rôznymi rýchlosťami: pri nízkej rýchlosti - počas tvorby stalaktitov a stalagmitov, pri priemernej rýchlosti - pri varení jedla, okamžite - počas výbuchu. Reakcie vo vodných roztokoch sú veľmi rýchle.
Určenie rýchlosti chemickej reakcie, ako aj objasnenie jej závislosti od podmienok procesu je úlohou chemickej kinetiky – vedy o zákonitostiach, ktorými sa riadi priebeh chemických reakcií v čase.
Ak sa chemické reakcie vyskytujú v homogénnom médiu, napríklad v roztoku alebo v plynnej fáze, potom k interakcii reagujúcich látok dochádza v celom objeme. Takéto reakcie sú tzv homogénne.
(v homog) je definovaný ako zmena množstva látky za jednotku času na jednotku objemu:
kde Δn je zmena počtu mólov jednej látky (najčastejšie počiatočnej, ale môže ísť aj o produkt reakcie); Δt - časový interval (s, min); V je objem plynu alebo roztoku (l).
Keďže pomer látkového množstva k objemu je molárna koncentrácia C, potom
Rýchlosť homogénnej reakcie je teda definovaná ako zmena koncentrácie jednej z látok za jednotku času:
ak sa objem systému nemení.
Ak dôjde k reakcii medzi látkami v rôznom stave agregácie (napríklad medzi pevnou látkou a plynom alebo kvapalinou), alebo medzi látkami, ktoré nie sú schopné vytvoriť homogénne médium (napríklad medzi nemiešateľnými kvapalinami), prebieha iba na kontaktnom povrchu látok. Takéto reakcie sú tzv heterogénne.
Je definovaná ako zmena množstva látky za jednotku času na jednotku povrchu.
kde S je plocha kontaktu látok (m 2, cm 2).
Zmena množstva látky, ktorou sa určuje rýchlosť reakcie, je vonkajší faktor pozorovaný výskumníkom. V skutočnosti sa všetky procesy vykonávajú na mikroúrovni. Je zrejmé, že na to, aby niektoré častice zareagovali, musia sa najskôr zraziť a zraziť sa efektívne: nie rozptýliť sa ako guľôčky rôznymi smermi, ale takým spôsobom, aby sa zničili alebo oslabili „staré väzby“ v časticiach a môžu vzniknúť nové“ a na to musia mať častice dostatočnú energiu.
Vypočítané údaje ukazujú, že napríklad v plynoch sú zrážky molekúl pri atmosférickom tlaku v miliardách za 1 sekundu, to znamená, že všetky reakcie by mali prebehnúť okamžite. Ale nie je. Ukazuje sa, že len veľmi malá časť molekúl má potrebnú energiu na vytvorenie efektívnej zrážky.
Minimálna prebytočná energia, ktorú musí mať častica (alebo pár častíc), aby došlo k efektívnej zrážke, sa nazýva aktivačnej energie Ea.
Na ceste všetkých častíc vstupujúcich do reakcie je teda energetická bariéra rovnajúca sa aktivačnej energii E a . Keď je malý, existuje veľa častíc, ktoré ho dokážu prekonať, a rýchlosť reakcie je vysoká. V opačnom prípade je potrebné „zatlačenie“. Keď prinesiete zápalku na zapálenie liehovej lampy, udelíte dodatočnú energiu E a potrebnú na účinnú zrážku molekúl alkoholu s molekulami kyslíka (prekonanie bariéry).
Rýchlosť chemickej reakcie závisí od mnohých faktorov. Medzi hlavné patria: povaha a koncentrácia reaktantov, tlak (pri reakciách s plynmi), teplota, pôsobenie katalyzátorov a povrch reaktantov v prípade heterogénnych reakcií.
Teplota
So stúpajúcou teplotou sa vo väčšine prípadov výrazne zvyšuje rýchlosť chemickej reakcie. V 19. storočí Holandský chemik J. X. Van't Hoff sformuloval pravidlo:
Zvýšenie teploty o každých 10 °C vedie k zvýšeniurýchlosť reakcie 2-4 krát(táto hodnota sa nazýva teplotný koeficient reakcie).
So zvyšovaním teploty sa mierne zvyšuje priemerná rýchlosť molekúl, ich energia a počet zrážok, ale prudko sa zvyšuje podiel „aktívnych“ molekúl podieľajúcich sa na efektívnych zrážkach, ktoré prekonávajú energetickú bariéru reakcie. Matematicky je táto závislosť vyjadrená vzťahom:
kde vt 1 a vt 2 sú reakčné rýchlosti pri konečnej teplote t2 a počiatočnej teplote t1 a γ je teplotný koeficient reakčnej rýchlosti, ktorý ukazuje, koľkokrát sa reakčná rýchlosť zvyšuje s každým zvýšením o 10 ° C v teplote.
Na zvýšenie reakčnej rýchlosti však zvýšenie teploty nie je vždy použiteľné, pretože východiskové materiály sa môžu začať rozkladať, rozpúšťadlá alebo samotné látky sa môžu odparovať atď.
Endotermické a exotermické reakcie
Je známe, že reakcia metánu so vzdušným kyslíkom je sprevádzaná uvoľňovaním veľkého množstva tepla. Preto sa používa v každodennom živote na varenie, ohrev vody a vykurovanie. Zemný plyn dodávaný do domácností potrubím tvorí z 98 % metán. Reakcia oxidu vápenatého (CaO) s vodou je tiež sprevádzaná uvoľňovaním veľkého množstva tepla.
Čo môžu tieto fakty povedať? Keď sa v produktoch reakcie vytvoria nové chemické väzby, viac energie, než je potrebné na prerušenie chemických väzieb v reaktantoch. Prebytočná energia sa uvoľňuje vo forme tepla a niekedy aj svetla.
CH4 + 2O2 \u003d CO2 + 2H20 + Q (energia (svetlo, teplo));
CaO + H20 \u003d Ca (OH) 2 + Q (energia (teplo)).
Takéto reakcie by mali prebiehať ľahko (keď sa kameň ľahko kotúľa z kopca).
Reakcie, pri ktorých sa uvoľňuje energia, sa nazývajú EXOTERMICKÝ(z latinského "exo" - von).
Napríklad mnohé redoxné reakcie sú exotermické. Jednou z týchto krásnych reakcií je intramolekulárna oxidačno-redukcia prebiehajúca vo vnútri tej istej soli - dvojchrómanu amónneho (NH 4) 2 Cr 2 O 7:
(NH4)2Cr207 \u003d N2 + Cr203 + 4 H20 + Q (energia).
Ďalšia vec je spätná reakcia. Sú podobné kotúľaniu kameňa do kopca. Stále nie je možné získať metán z CO 2 a vody a na získanie nehaseného vápna CaO z hydroxidu vápenatého Ca (OH) 2 je potrebné silné zahrievanie. Takáto reakcia nastáva iba pri konštantnom príleve energie zvonku:
Ca (OH) 2 \u003d CaO + H 2 O - Q (energia (teplo))
To naznačuje, že prerušenie chemických väzieb v Ca(OH) 2 vyžaduje viac energie, než sa môže uvoľniť počas tvorby nových chemických väzieb v molekulách CaO a H 2 O.
Reakcie, pri ktorých sa absorbuje energia, sa nazývajú ENDOTHERMICKÝ(z "endo" - vnútri).
Koncentrácia reaktantov
Zmena tlaku za účasti plynných látok v reakcii vedie aj k zmene koncentrácie týchto látok.
Aby medzi časticami došlo k chemickej interakcii, musia sa účinne zraziť. Čím väčšia je koncentrácia reaktantov, tým viac zrážok, a teda aj vyššia rýchlosť reakcie. Napríklad acetylén horí veľmi rýchlo v čistom kyslíku. Tým sa vytvorí teplota dostatočná na roztavenie kovu. Na základe veľkého množstva experimentálneho materiálu v roku 1867 Nóri K. Guldenberg a P. Waage a nezávisle od nich v roku 1865 ruský vedec NI Beketov sformulovali základný zákon chemickej kinetiky, ktorý stanovuje závislosť reakcie rýchlosť na koncentráciu reagujúcich látok.
Rýchlosť chemickej reakcie je úmerná súčinu koncentrácií reaktantov, vyjadrených v mocninách rovných ich koeficientom v reakčnej rovnici.
Tento zákon je aj tzv zákon masovej akcie.
Pre reakciu A + B \u003d D bude tento zákon vyjadrený takto:
Pre reakciu 2A + B = D je tento zákon vyjadrený takto:
C A, C B sú tu koncentrácie látok A a B (mol / l); k 1 a k 2 - koeficienty úmernosti, nazývané rýchlostné konštanty reakcie.
Fyzikálny význam konštanty reakčnej rýchlosti sa dá ľahko určiť - číselne sa rovná rýchlosti reakcie, pri ktorej sú koncentrácie reaktantov 1 mol/l alebo ich produkt je rovný jednej. V tomto prípade je zrejmé, že rýchlostná konštanta reakcie závisí len od teploty a nezávisí od koncentrácie látok.
Zákon pôsobiacich más neberie do úvahy koncentráciu reaktantov v pevnom stave, pretože reagujú na povrchoch a ich koncentrácie sú zvyčajne konštantné.
Napríklad pre reakciu spaľovania uhlia by mal byť výraz pre rýchlosť reakcie napísaný takto:
t.j. rýchlosť reakcie je iba úmerná koncentrácii kyslíka.
Ak reakčná rovnica popisuje len celkovú chemickú reakciu, ktorá prebieha v niekoľkých stupňoch, potom môže rýchlosť takejto reakcie komplexne závisieť od koncentrácií východiskových látok. Táto závislosť je určená experimentálne alebo teoreticky na základe navrhovaného reakčného mechanizmu.
Pôsobenie katalyzátorov
Rýchlosť reakcie je možné zvýšiť použitím špeciálnych látok, ktoré menia mechanizmus reakcie a usmerňujú ho po energeticky priaznivejšej dráhe s nižšou aktivačnou energiou. Nazývajú sa katalyzátory (z latinského katalysis - ničenie).
Katalyzátor pôsobí ako skúsený sprievodca, ktorý skupinu turistov nasmeruje nie cez vysoký priesmyk v horách (jeho zdolanie si vyžaduje veľa úsilia a času a nie je dostupné každému), ale po jemu známych obchádzkových chodníkoch, po ktorých horu prekonáte oveľa jednoduchšie a rýchlejšie.
Je pravda, že obchádzkou sa môžete dostať nie celkom tam, kam vedie hlavný priesmyk. Ale niekedy je to presne to, čo potrebujete! Takto fungujú katalyzátory, ktoré sa nazývajú selektívne. Je jasné, že nie je potrebné spaľovať amoniak a dusík, ale oxid dusnatý (II) nachádza využitie pri výrobe kyseliny dusičnej.
Katalyzátory- Sú to látky, ktoré sa zúčastňujú chemickej reakcie a menia jej rýchlosť alebo smer, no na konci reakcie zostávajú kvantitatívne a kvalitatívne nezmenené.
Zmena rýchlosti chemickej reakcie alebo jej smeru pomocou katalyzátora sa nazýva katalýza. Katalyzátory sú široko používané v rôznych priemyselných odvetviach a v doprave (katalyzátory, ktoré premieňajú oxidy dusíka vo výfukových plynoch automobilov na neškodný dusík).
Existujú dva typy katalýzy.
homogénna katalýza, v ktorom sú katalyzátor aj reaktanty v rovnakom stave agregácie (fázy).
heterogénna katalýza kde katalyzátor a reaktanty sú v rôznych fázach. Napríklad rozklad peroxidu vodíka v prítomnosti pevného katalyzátora na báze oxidu mangánu (IV):
Samotný katalyzátor sa v dôsledku reakcie nespotrebuje, ale ak sa na jeho povrchu adsorbujú iné látky (nazývajú sa katalytické jedy), potom sa povrch stáva nefunkčným a je potrebná regenerácia katalyzátora. Preto sa pred uskutočnením katalytickej reakcie východiskové materiály dôkladne prečistia.
Napríklad pri výrobe kyseliny sírovej kontaktnou metódou sa používa pevný katalyzátor - oxid vanádu (V) V 2 O 5:
Pri výrobe metanolu sa používa pevný katalyzátor „zinok-chróm“ (8ZnO Cr 2 O 3 x CrO 3):
Veľmi efektívne pôsobia biologické katalyzátory – enzýmy. Autor: chemickej povahy sú to veveričky. Vďaka nim prebiehajú zložité chemické reakcie v živých organizmoch pri nízkych teplotách vysokou rýchlosťou.
Známe sú ďalšie zaujímavé látky – inhibítory (z lat. inhibere – zdržiavať). Reagujú s aktívnymi časticami vysokou rýchlosťou za vzniku neaktívnych zlúčenín. V dôsledku toho sa reakcia prudko spomalí a potom sa zastaví. Inhibítory sa často špecificky pridávajú do rôznych látok, aby sa zabránilo nežiaducim procesom.
Napríklad roztoky peroxidu vodíka sú stabilizované inhibítormi.
Povaha reaktantov (ich zloženie, štruktúra)
Význam aktivačnej energie je faktor, prostredníctvom ktorého je ovplyvnený vplyv charakteru reagujúcich látok na rýchlosť reakcie.
Ak je aktivačná energia nízka (< 40 кДж/моль), то это означает, что значительная часть столкновений между частицами реагирующих веществ приводит к их взаимодействию, и скорость такой реакции очень большая. Все реакции ионного обмена протекают практически мгновенно, ибо в этих реакциях участвуют разноименно заряженные ионы, и энергия активации в данных случаях ничтожно мала.
Ak je aktivačná energia vysoká(> 120 kJ/mol), to znamená, že len zanedbateľná časť zrážok medzi interagujúcimi časticami vedie k reakcii. Rýchlosť takejto reakcie je preto veľmi pomalá. Napríklad postup reakcie syntézy amoniaku pri bežnej teplote je takmer nemožné si všimnúť.
Ak majú aktivačné energie chemických reakcií stredné hodnoty (40120 kJ/mol), potom budú rýchlosti takýchto reakcií priemerné. Takéto reakcie zahŕňajú interakciu sodíka s vodou alebo etylalkoholom, odfarbenie brómovej vody s etylénom, interakciu zinku s kyselinou chlorovodíkovou atď.
Kontaktná plocha reaktantov
Rýchlosť reakcií prebiehajúcich na povrchu látok, t. j. heterogénnych, závisí, ak sú ostatné veci rovnaké, od vlastností tohto povrchu. Je známe, že prášková krieda sa v kyseline chlorovodíkovej rozpúšťa oveľa rýchlejšie ako krieda rovnakej hmotnosti.
Zvýšenie rýchlosti reakcie je primárne spôsobené zvýšenie kontaktnej plochy východiskových látok, ako aj množstvo ďalších dôvodov, napríklad porušenie štruktúry "správnej" kryštálovej mriežky. To vedie k tomu, že častice na povrchu vytvorených mikrokryštálov sú oveľa reaktívnejšie ako rovnaké častice na „hladkom“ povrchu.
V priemysle sa na vykonávanie heterogénnych reakcií používa „fluidné lôžko“ na zväčšenie kontaktnej plochy reaktantov, prívod východiskových materiálov a odstraňovanie produktov. Napríklad pri výrobe kyseliny sírovej pomocou „fluidného lôžka“ sa praží pyrit.
Referenčný materiál na úspešné absolvovanie testu:
Mendelejevov stôl
Tabuľka rozpustnosti
Veľkosť: px
Začať zobrazenie zo stránky:
prepis
1 Rýchlosť reakcie, jej závislosť od rôznych faktorov 1. Pre zvýšenie rýchlosti reakcie je potrebné zvýšiť tlak, pridať oxid uhoľnatý (1v) ochladiť systém, odstrániť oxid uhoľnatý (1v) 2. Rýchlosť reakcie dusíka s vodíkom nezávisí od tlakovej teploty katalyzátora, množstva reakčného produktu 3. Rýchlosť reakcie uhlíka s kyslíkom nezávisí od teploty celkového tlaku, stupňa jemnosti uhlíka, množstva reakčný produkt 4. Na zníženie reakčnej rýchlosti H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl + Q je potrebné znížiť teplotu zvýšiť tlak znížiť koncentráciu chlorovodíka zvýšiť koncentráciu vodíka 5. zvýšiť rýchlosť reakcie ZN 2 + N 2 \u003d 2NH 3 + Q je potrebné ochladiť systém, aby sa znížil tlak, aby sa odstránil amoniak, aby sa pridal vodík 6. Rýchlosť reakcie dusíka s vodíkom je definovaná ako
2 7. Rýchlosť reakcie oxid uhoľnatý s kyslíkom je definovaný ako 8. Zinok (granule) a kyslík interagujú s najvyššou rýchlosťou pri izbovej teplote zinok (granule) a kyselina chlorovodíková zinok (prášok) a kyslík zinok (prášok) a kyselina chlorovodíková 9. Zinok a kyselina chlorovodíková interagujú s najvyššia rýchlosť pri izbovej teplote kyslík roztok kyseliny chlorovodíkovej a uhličitanu sodného alkálie sodné a oxid hlinitý a vápenatý a voda 10. Rýchlosť reakcie dusíka s vodíkom sa zvýši, keď zmes prechádza cez zahriate železo pridaním amoniaku ochladzovanie zmesi zväčšovanie objemu reakcie nádoba 11. Rýchlosť reakcie oxidu uhoľnatého (ii) s kyslíkom sa zníži pri zahrievaní prechádzajúcich plynov nad zohriatou platinou pridaním oxidu uhličitého, čím sa zväčší objem reakčnej nádoby 12. Rýchlosť reakcie sa zvýši pridaním kyslíka oxid meďnatý (ii)
3 dusíkatý amoniak 13. Reakčná rýchlosť sa zvýši, keď sa pridá vodík voda oxid dusnatý(ii) amoniak 14. Reakčná rýchlosť medzi zinkom a kyselinou chlorovodíkovou klesá, keď sa zinok melie, keď sa pridáva HCl so zahrievaním v priebehu času 15. Reakčná rýchlosť medzi zinku a kyseliny chlorovodíkovej sa zvyšuje s mletím zinku pri chladení roztoku pri riedení roztoku v čase 16. Pri reakcii je rýchlosť rozkladu 0,016 mol/(l min). Aká je rýchlosť tvorby (v mol/(L min))? 0,008 0,016 0,032 0. V reakcii je rýchlosť tvorby 0,012 mol/(l min). Aká je rýchlosť rozkladu (v mol/(L min))? 0,006 0,012
4 0,024 0, Rýchlosť elementárnej reakcie závisí od koncentrácií nasledovne: 19. Rýchlosť elementárnej reakcie závisí od koncentrácií nasledovne: 20. Obaja a a interagujú najvyššou rýchlosťou pri izbovej teplote a 21. 22 reaguje najvyššou rýchlosťou s vodou pri izbovej teplote horčík reaguje najvyššou rýchlosťou pri izbovej teplote so zinkovou vodou so zriedenou kyselinou octovou roztokom dusičnanu strieborného s kyselinou chlorovodíkovou meďnou s kyslíkom
5 23. Rýchlosť reakcie rozkladu na jednoduché látky sa zvyšuje s pridaním zvyšovania tlaku a ochladzovania so zväčšovaním objemu reakčnej nádoby 24. Rýchlosť reakcie krakovacieho oktánu v plynnej fáze sa zvyšuje ochladzovaním, nárast tlaku zväčšuje objem reakčnej nádoby zmenšuje tlak zväčšuje objem reakčnej nádoby 26. Ktoré tvrdenie o katalyzátoroch je nesprávne? Katalyzátory sa zúčastňujú chemickej reakcie Katalyzátory posúvajú chemickú rovnováhu Katalyzátory menia rýchlosť reakcie Katalyzátory urýchľujú dopredné aj spätné reakcie kyselina dusičná 28. Rýchlosť chemickej reakcie nie je ovplyvnená zmenami koncentrácie amoniaku
6 tlak koncentrácia vodíka teplota 29. Reakcia medzi vodíkom a fluórom bróm jód chlór prebieha najnižšou rýchlosťou 30. Pre zvýšenie rýchlosti chemickej reakcie je potrebné zvýšiť koncentráciu iónov železa mletie železa znížiť teplotu znížiť kys. koncentrácia 31. Vodík reaguje najvyššou rýchlosťou s brómom jódom fluórom chlórom 32. Pri izbovej teplote vodík najaktívnejšie reaguje so sírou dusík chlór bróm 33. Rýchlosť reakcie medzi železom a roztokom kyseliny chlorovodíkovej bude klesať so zvyšujúcou sa teplotou, zrieďte kyselinu , zvýšte koncentráciu kyseliny, pomelte železo 34. Pre zvýšenie rýchlosti hydrolytickej reakcie etylacetátu pridajte kyselinu octovú, pridajte etanol zahrievajte roztok, aby sa zvýšil tlak 35. Najvyššou rýchlosťou za normálnych podmienok interaguje voda s
7 oxid vápenatý oxid železitý oxid kremičitý (IV) hliník 36. Rýchlosť reakcie sa zvyšuje so zvyšujúcou sa koncentráciou, klesajúcou teplotou, zvyšujúcim sa tlakom, zvyšujúcou sa teplotou 37. Zvyšujúca sa koncentrácia dusíka zvyšuje rýchlosť reakcie 38. Rýchlosť reakcie zinku s kyselinou chlorovodíkovou nezávisí na koncentrácii kyseliny, teplote, tlaku, povrchu kontaktných činidiel 39. Interakcia medzi 40 prebieha najnižšou rýchlosťou pri izbovej teplote Rýchlosť chemickej reakcie sa zvýši pridaním fosforu zvýšenie koncentrácie kyslíka zvýšenie koncentrácie oxidu fosforečného (V) zníženie objemu odoberaného kyslíka 41. Zvýšenie rýchlosti reakcie je uľahčené:
8 pridanie síry zvýšenie teploty 42. Reakcia medzi 43 prebieha najvyššou rýchlosťou Reakcia 44 prebieha najvyššou rýchlosťou pri izbovej teplote Na zvýšenie rýchlosti chemickej reakcie je potrebné zvýšiť množstvo chrómu zvýšiť koncentrácia vodíkových iónov zníženie teploty zvýšenie koncentrácie vodíka železo (III) kov zinok kov nikel hydroxid bárnatý roztok 46. Rýchlosť chemickej reakcie nezávisí od koncentrácie kyseliny chlorovodíkovej teplota koncentrácie vodíka stupeň mletia horčíka 47. Zväčšenie povrchovej plochy činidiel neovplyvňuje rýchlosť reakcie medzi sírou a železom, kremíkom a kyslíkom, vodíkom a kyslíkom, zinkom a kyselinou chlorovodíkovou
9 48. Najväčšou rýchlosťou interaguje hydroxid sodný s kovovým síranom zinočnatým a meďnatým, kyselinou dusičnou, sulfidom železnatým 49. Rýchlosť chemickej reakcie závisí od množstva prijatého fosforu, teploty koncentrácie fosforu. oxid (V), objem odobratého kyslíka 50. Najvyššou rýchlosťou pri izbovej teplote prebieha reakcia 51. Reakcia 52 prebieha najvyššou rýchlosťou pri izbovej teplote. Zvýšenie rýchlosti reakcie je uľahčené: poklesom tlaku, pokles koncentrácie, ochladenie systému, zvýšenie teploty 53. Rýchlosť reakcie medzi zinkom a roztokom kyseliny chlorovodíkovej sa zníži, ak sa reakčná zmes zahreje na zriedenie kyseliny
10 prejsť cez reakčnú zmes chlorovodíkom, použiť zinkový prášok 54. Pri izbovej teplote draselno-vápenato-horečnatý hliník reaguje s vodou najvyššou rýchlosťou 55. Na zvýšenie rýchlosti hydrolytickej reakcie 1-brómpropánu je potrebné pridať kys. , znížte koncentráciu 1-brómpropánu, zvýšte teplotu, zvýšte koncentráciu propanolu 56. Rýchlostné reakcie medzi horčíkom a rozt. modrý vitriol nezávisí od koncentrácie soli teplota objemu reakčnej nádoby povrchová plocha kontaktu činidiel 57. Kyselina chlorovodíková interaguje s kovom zinok roztok hydroxidu sodného kovový železo pevný uhličitan železitý (II) najvyššou rýchlosťou
Úlohy A20 z chémie 1. Rýchlosť reakcie dusíka s vodíkom sa zníži s 1) poklesom teploty 2) zvýšením koncentrácie dusíka 3) použije sa katalyzátor 4) zvýšením tlaku Faktory ovplyvňujúce
1. Z navrhovaného zoznamu látok vyberte dve látky, s každou z nich železo reaguje bez zahrievania. chlorid zinočnatý síran meďnatý koncentrovaná kyselina dusičná zriedená kyselina chlorovodíková
Test: "Rýchlosť chemickej reakcie". Testované: Dátum: Úloha 1 Vzorec na zistenie rýchlosti homogénnej reakcie 1) 2) 3) 4) Úloha 2 Matematické vyjadrenie van't Hoffovo pravidlo 1) 2) 3) 4) Úloha
Úlohy 5. Jednoduché a zložité látky. Anorganické látky 1. Látky, ktorých vzorec a sú amfotérny hydroxid a kyslý amfotérny hydroxid a soľná zásada a kyselina
Chemické vlastnosti zásad a kyselín 1. Reaguje s roztokom hydroxidu draselného 2. Roztok kyseliny sírovej reaguje s roztokom 3. Roztok kyseliny sírovej nereaguje 4. Hydroxid meďnatý reaguje
Úlohy A8 z chémie 1. Zinok reaguje s roztokom Kovy reagujú s roztokmi solí menej aktívnych kovov. Mg, Na, Ca sú aktívnejšie kovy ako zinok, preto reakcia týchto solí nie je možná.
1. Z navrhovaného zoznamu vyberte dva oxidy, ktoré reagujú s roztokom kyseliny chlorovodíkovej, ale nereagujú s roztokom hydroxidu sodného. CO SO 3 CuO MgO ZnO 2. Z navrhovaného zoznamu vyberte dva
"Vratné a nevratné chemické reakcie. Chemická rovnováha. Posun chemickej rovnováhy pod vplyvom rôznych faktorov.". Testované: Dátum: Úloha 1 Koeficient pred vzorcom vytvorenej vody
Zbierka úloh z chémie pre 9. triedu medicíny zostavila Gromčenko I.A. Moskovské vzdelávacie centrum 109 2012 Hmotnostný zlomok rozpustenej látky. 1. 250 g roztoku obsahuje 50 g chloridu sodného. určiť
2016 1. 4,2 g lítia sa rozpustilo v 250 ml vody, potom sa pridalo 200 g 20 % roztoku síranu meďnatého. Určte hmotnostný zlomok soli vo výslednej odpovedi zapíšte reakčné rovnice, ktoré sú uvedené v
Banka úloh z chémie 11. ročníka 1. Elektrónovej konfigurácii zodpovedá ión: 2. Častice a a a a majú rovnakú konfiguráciu 3. Horčík a
1. Pri interakcii vodných roztokov a a a 2. Nevzniká zrazenina pri interakcii vodných roztokov a a a 3. Voda vzniká pri iónomeničovej reakcii pri interakcii a a a
Úlohy 9. Chemické vlastnosti jednoduchých látok: kovy a nekovy 1. Železo reaguje s chloridom vápenatým brómom oxidom sodným hydroxidom sodným 2. chlór reaguje so síranom dusičnej
Banka úloh chémia ročník 9 1. Prvok má tri elektróny na 2. energetickej úrovni. Sériové číslo prvku 3 5 7 13 2. Koľko elektrónov je vo vonkajšej úrovni prvku so sériovým číslom
Úlohy na prípravu 1. Pri spaľovaní sulfidu železnatého v kyslíku sa uvoľnilo 28 litrov oxidu siričitého (za normálnych podmienok). Vypočítajte hmotnosť pôvodnej zlúčeniny železa v gramoch. Odpoveď
Reakcie potvrdzujúce príbuznosť rôznych tried anorganických látok. 1. Sodík bol fúzovaný so sírou. Na výslednú zlúčeninu sa pôsobí kyselinou chlorovodíkovou, pričom uvoľnený plyn úplne zreagoval
TEORETICKÉ ZÁKLADY CHÉMIE 1. Elektrónová konfigurácia inertného plynu má ión 1) Fe 3+ 2) Fe 2+ 3) Co 2+ 4) Ca 2+ 2. Elektrónová konfigurácia inertného plynu má ión 1) O2-2) S2+3) Si2+ 4) Br+
Správne riešenie úlohy 31 musí obsahovať štyri rovnice Za správne zadanie každej reakčnej rovnice môžete získať 1 bod. Maximálne skóre za túto úlohu sú 4 body. Každá pravda
Kód Časť 1 Časť 2 C1 C2 C3 C4 C5 C6 Ʃ Výsledné skóre Výsledné skóre (zo 100 bodov) (z 10 bodov) Úvodná práca pre uchádzačov do 10. ročníka FH a HB Rozhodnutie (správne odpovede sú zvýraznené tučným písmom)_
1. Ktorý z nasledujúcich prvkov je najtypickejší nekov? 1) Kyslík 2) Síra 3) Selén 4) Telúr 2. Ktorý z nasledujúcich prvkov má najvyššiu elektronegativitu? 1) Sodík
17. Vzorce chemických procesov. Pojem rýchlosti chemickej reakcie. Faktory ovplyvňujúce zmenu rýchlosti chemickej reakcie Rýchlosť chemickej reakcie je pomer zmeny koncentrácie
Možnosť 1743654 1. Určte atómy, z ktorých dva z uvedených prvkov majú v základnom stave jeden nespárovaný elektrón. 2. Zapíšte si čísla vybraných prvkov do poľa odpovede. Vyberte tri položky
Úlohy B5 z chémie 1. Spojte názov oxidu so vzorcami látok, s ktorými môže interagovať. OXID NÁZOV A) oxid draselný oxid uhoľnatý (ii) B) oxid chrómu (iii) oxid
Úlohy A19 z chémie 1. Interakcia oxidu sodného s vodou sa vzťahuje na reakcie 1) zlúčeniny, nevratné 2) výmenné, vratné 3) zlúčeniny, vratné 4) výmenné, nevratné Oxid sodný - zákl.
Úlohy z chémie A9 1. Ktorý oxid reaguje s roztokom, ale nereaguje s roztokom? MgO Zásaditý oxid, keďže Mg je kov s oxidačným stavom +2. Zásadité oxidy reagujú s kyselinami, kyslými oxidmi,
1. Aký náboj má jadro atómu uhlíka? 1) 0 2) +6 3) +12 4) -1 2. Čo majú spoločné atómy 12 6C a 11 6C? 1) Hmotnostné číslo 2) Počet protónov 3) Počet neutrónov 4) Rádioaktívne vlastnosti
1. Aký typ chemickej väzby je v oxide bárnatom? kovalentné nepolárne kovové kovalentné polárne iónové 2. Aký typ chemickej väzby je v oxide chlóru (vii)? kovalentný polárny iónový kovalentný
SKÚŠOBNÝ TEST Z CHÉMIE (VONKAJŠIA TRIEDA 9) 1. Chemická reakcia, pri ktorej sa tvorí zrazenina a) h 2 SO 4 + BaCl 2 b) HNO 3 + KOH c) HCl + CO 2 d) HCl + Ag 2. S ktorou z látok a) uhličitan
Úlohy na leto z chémie: 1. Aké chemické množstvo látky CO 2 obsahuje toľko atómov kyslíka, koľko je v 160 g látky SO 3? 2. Aké chemické množstvo obsahuje látka CH 4
Úlohy 3. Štruktúra molekúl. Chemická väzba 1. Aký typ chemickej väzby obsahuje oxid bárnatý? kovalentné nepolárne kovové kovalentné polárne iónové 2. Aký typ chemickej väzby je v oxide chlóru (vii)?
Úlohy 11. Chemické vlastnosti zásad. Chemické vlastnosti kyselín 1. Reaguje s roztokom hydroxidu draselného 2. Roztok kyseliny sírovej reaguje s roztokom 3. Roztok kyseliny sírovej nereaguje
1. Z navrhovaného zoznamu vyberte dve zlúčeniny, v ktorých je ión chemická väzba. 2. Vodíková väzba vzniká medzi molekulami vodíka metanolu toluénu metanovej kyseliny metánovej
Federálna agentúra pre rybolov Federálny štátny rozpočet vzdelávacia inštitúcia vyššie odborné vzdelanie Rozvoj "štátnej technickej univerzity Astrachaň".
Možnosť 5 časť 1 Pri plnení úloh tejto časti v odpoveďovom hárku MI pod číslom úlohy, ktorú vykonávate (A1 - A30), vložte do rámčeka znak „x“, ktorého číslo zodpovedá počtu ten, ktorý si si vybral
Chémia A11 1. Sulfid železnatý reaguje s roztokom každej z dvoch látok: Sulfid železnatý je nerozpustná soľ, takže nebude reagovať s inými soľami, ale bude reagovať
Chemická reakcia. Podmienky a znaky chemických reakcií. Chemické rovnice 1. Ktorá rovnica zodpovedá rozkladnej reakcii? 2. Aká rovnica zodpovedá výmennej reakcii? 3. Čo
1. Vonkajší oxid prvku vykazuje hlavné vlastnosti: 1) síra 2) dusík 3) bárium 4) uhlík 2. Ktorý zo vzorcov zodpovedá vyjadreniu stupňa disociácie elektrolytov: =
1. Aký náboj má jadro atómu kyslíka? 1) 2 2) +6 3) +7 4) +8 2. Čo je spoločné v atómoch 1 1H, 2 1H, 3 1H? 1) Hmotnostné číslo 2) Počet protónov 3) Počet neutrónov 4) Rádioaktívne vlastnosti Vstupné testy
Úlohy A25 z chémie 1. Kyselina sírová vykazuje oxidačné vlastnosti pri reakcii, ktorej schéma je: Oxidačné činidlá prijímajú elektróny a znižujú oxidačný stav. Kyselina sírová môže vykazovať oxidačné
ročník z chémie 11. Demo verzia 3 (45 minút) 3 Diagnostická tematická práca 3 v príprave na skúšku z CHÉMIY na témy „Štruktúra látok: štruktúra atómu, chemická väzba, kryštalické
4. Úlohy na zistenie hmotnosti (objem, látkové množstvo), hmotnostného (objemového) zlomku reakčného produktu a hmotnostného zlomku (hmotnosti) chemickej zlúčeniny v zmesi. Riešenie problému by malo začať analýzou
Test 1 Periodický zákon a periodický systém chemické prvky. Štruktúra atómu. 1. Ako sa líšia atómy izotopov jedného prvku? 1) počet protónov; 2) počet neutrónov; 3) počet elektrónov;
Úlohy C2 z chémie 1. Uvádzajú sa látky: fosfor, chlór, vodné roztoky kyseliny sírovej a hydroxidu draselného. 1. 2. 3. 4. 2. Dané: kyselina bromovodíková, manganistan sodný, hydroxid sodný a bróm. Zaznamenané
Stupeň 9 1. Pri disociácii 1 mol akých látok vzniká najväčší počet(v móloch) ióny? 1. Síran sodný 2. Chlorid železitý 3. Fosforečnan sodný 4. Dusičnan kobaltnatý (II)
Ukážková verzia testovacích materiálov pre strednú atestáciu žiakov 9. ročníka (formou rodinnej výchovy a sebavýchovy) z CHÉMIY 4 5 V 4. období hlavnej podskupiny V (A) sk.
ÚLOHY KOREŠPONDENČNÉHO KOLA OLYMPIÁDY „MLADÉ TALENTY. CHÉMIA» AKADEMICKÝ ROK 2009/2010 Je potrebné odpovedať na úlohy v súbore odpovedí! V úlohách 1-20 musíte vybrať jednu alebo viac správnych možností.
Demonštračná verzia strednej certifikácie z chémie grade 11 2017-2018 akademický rok 1. Úloha Určte atómy, z ktorých dva prvky uvedené v rade majú jeden na úrovni vonkajšej energie
Úloha 1. Je dané umiestnenie elektrónov na 3. a 4. elektrónovej úrovni atómu železa: Ktorý z elektrónov označených latinkou zodpovedá nasledujúcim kvantovým číslam? n = 3; l =
Riešenie výpočtových úloh 1. Pri scedení 160 g roztoku dusičnanu bárnatého s hmotnostným zlomkom 10 % a 50 g roztoku chrómanu draselného s hmotnostným zlomkom 11 % sa vyzrážala zrazenina. Vypočítajte hmotnostný podiel dusičnanu draselného vo vzniknutom produkte
1. Aká rovnica zodpovedá rozkladnej reakcii? 2. Aká rovnica zodpovedá výmennej reakcii? 3. Aká rovnica zodpovedá substitučnej reakcii? 4. Pri rozkladnej reakcii sprevádzanej zmenou
CHÉMIA Možnosť 0000 Pokyny pre žiadateľov Doplní sa skúšobná práca Sú pridelené 3 hodiny (180 minút). Práca pozostáva z 2 častí, z toho 40 úloh. Ak úlohu nemožno dokončiť okamžite,
Výpočtové úlohy v anorganickej chémii 1. Hmotnostný podiel kovu v oxide zloženia charakterizujúceho kov: rovný 71,4 %. Vyberte tvrdenia, a) sa NIE JE redukované vodíkom z oxidu b) sa používa
FIPI Trial OGE 2018 v chémii Možnosť školenia 1 Pripravila Mustafina Ekaterina Andreevna 1 Obrázok nižšie ukazuje model atómu 1) bór 2) hliník 3) dusík 4) berýlium 2 Atómový polomer
Hodnotiace materiály k výberovému predmetu „Riešenie problémov so zvýšenou zložitosťou“ pre ročník 0 Číslo úlohy Vstupná kontrola Kodifikátor obsahových prvkov a požiadaviek na úroveň prípravy absolventov
Lístky na prestupovú skúšku z chémie v 8. ročníku Lístok 1 1. Predmet chémia. Látky. Látky sú jednoduché a zložité. Vlastnosti látok. 2. Kyseliny. Ich klasifikácia a vlastnosti. Tiket 2 1. Premeny látok.
Úlohy A21 z chémie 1. Chemická rovnováha v systéme sa posunie smerom k reakčným produktom s 1) zvýšením tlaku 2) zvýšením teploty 3) znížením tlaku 4) použitím katalyzátora Princíp
ročník z chémie 9. Demo 5 (90 minút) 1 Diagnostická tematická práca 5 v príprave na OGE z CHÉMIY na témy „Nekovy skupiny IVA VIIA Periodický systém chemické prvky D.I.
Iónomeničové reakcie: úlohy na prípravu 1. Do skúmavky s roztokom soli X sa pridalo niekoľko kvapiek roztoku látky Y. Výsledkom reakcie bola zrazenina. Z navrhovaného zoznamu
Štruktúra atómu a periodický zákon DI Mendelejeva 1. Náboj jadra atómu chemického prvku nachádzajúceho sa v 3. perióde, skupina IIA je 1) +12 2) +2 3) +10 4) + 8 2. Aký je náboj atómu jadra (+Z),
Zadanie z chémie pre nastupujúcich do 10. ročníka 31.03.2018 Možnosť 1 1. Ako vykonať nasledujúce premeny: chlór - chlorovodík - chlorid rubídium - chlór? Napíšte reakčné rovnice 2. Zmes kyslíka a
Špecifikácia záverečnej práce pre strednú atestáciu študentov 11. ročníka z chémie
Možnosť 1 Časť A A 1. Náboj jadra atómu fosforu je 1) + 5; 2) +15; 3) +16; 4) +3 A 2. V rade Mg-AI-Si sa vlastnosti menia 1) z kovových na nekovové 3) z kyslých na zásadité 2) zo zásaditých na
Úlohy 10. Chemické vlastnosti oxidov 1. Oxid sírový reaguje s dusičnanom sodným chlór oxid hlinitý oxid kremičitý 2. Oxid sírový reaguje so sulfidom meďnatým uhlík kyslík
Železo 1. 7. Sú pravdivé nasledujúce rozsudky o vlastnostiach oxidov železa a hliníka? A. Hliník aj železo tvoria stabilné oxidy v oxidačnom stave +3. B. Oxid železitý je amfotérny. 2.
Mestská autonómna vzdelávacia inštitúcia hlavné všeobecná škola Obec Zarubino Lístky na chémiu Učiteľ chémie Somova N.Kh. 2012 Lístky na skúšku z chémie Teoretická
1. POŽIADAVKY NA ÚROVEŇ PRÍPRAVY ABSOLVENTOV Študent v dôsledku štúdia chémie musí: poznať / rozumieť: - chemické značky: znaky chemických prvkov, vzorce chemikálií a rovnice chemických
4.1.3 Úlohy triedy 11 1. Jednou z dôležitých charakteristík kovalentnej väzby je jej dĺžka. Ktorá z nasledujúcich zlúčenín má najkratšiu dĺžku väzby? 1. HF 2. HCl 3. HBr 4. HI 2. Veľké množstvo
CHÉMIA, ročník 11 Možnosť 1, marec 2014 Regionálna diagnostická práca na CHÉMIA MOŽNOSŤ 1 Časť A Pri plnení úloh A1 A9 v odpoveďovom formulári 1 pod číslom vykonávanej úlohy uveďte do rámčeka znak „x“,
CHÉMIA, ročník 11 Možnosť 1, marec 2014 Regionálna diagnostická práca na CHÉMIA MOŽNOSŤ 1 Časť A Pri plnení úloh A1 A9 v odpoveďovom formulári 1 pod číslom vykonávanej úlohy uveďte do rámčeka znak „x“,
Chemické reakcie prebiehajú rôznymi rýchlosťami. Niektoré z nich úplne skončia v malých zlomkoch sekundy, iné v minútach, hodinách, dňoch. Okrem toho tá istá reakcia môže za určitých podmienok prebiehať rýchlo, napríklad pri zvýšených teplotách, a za iných pomaly, napríklad pri ochladzovaní; v tomto prípade môže byť rozdiel v rýchlosti tej istej reakcie veľmi veľký.
Pri zvažovaní rýchlosti reakcie je potrebné rozlišovať medzi reakciami prebiehajúcimi v homogénny systém a reakcie prebiehajúce v heterogénny systém.
Fáza je časť systému oddelená od ostatných častí rozhraním .
Homogénny systém sa nazýva systém pozostávajúci z jednej fázy (ak reakcia prebieha v homogénnom systéme, potom prebieha v celom objeme tohto systému):
H2 + Cl2 \u003d 2HCl
Heterogénny - systém pozostávajúci z niekoľkých fáz (ak dôjde k reakcii medzi látkami, ktoré tvoria heterogénny systém, potom môže prebiehať iba na rozhraní fáz, ktoré tvoria systém):
Fe + 2HCl \u003d FeCl2 + H2
Reakcia prebieha len na povrchu kovu, pretože len tu sa obe reaktanty dostanú do vzájomného kontaktu. V tomto ohľade sa rýchlosť homogénnej reakcie a rýchlosť heterogénnej reakcie určujú odlišne.
Akýkoľvek plynný systém, napríklad zmes dusíka a kyslíka, môže slúžiť ako príklad homogénneho systému. Ďalším príkladom homogénneho systému je roztok viacerých látok v jedno rozpúšťadlo napríklad roztok chloridu sodného, síranu horečnatého, dusíka a kyslíka vo vode. Príklady heterogénnych systémov zahŕňajú nasledujúce systémy: voda s ľadom, nasýtený roztok so sedimentom, uhlie a síra vo vzduchu. V druhom prípade sa systém skladá z troch fáz: dvoch pevných a jednej plynnej.
Rýchlosť homogénnej reakcie je pomer zmeny molárnej koncentrácie reaktantov alebo reakčných produktov k jednotke času:
V=∆C⁄∆t=∆n⁄(V∙∆t)
n je látkové množstvo.
Rýchlosť heterogénnej reakcie je zmena množstva látky vstupujúcej do reakcie alebo vytvorenej počas reakcie za jednotku času na jednotku plochy povrchu fázy:
V=∆n⁄(S∙∆t)
Najdôležitejšie faktory, ktoré ovplyvňujú rýchlosť reakcie, sú:
1. povaha reaktantov;
2. ich koncentrácia;
3. teplota;
4. prítomnosť katalyzátorov v systéme;
5. rýchlosť niektorých heterogénnych reakcií závisí aj od intenzity pohybu kvapaliny alebo plynu v blízkosti povrchu, na ktorom prebieha reakcia, od oblasti kontaktu.
Začnime tým najjednoduchším a najdôležitejším:
Závislosť rýchlosti reakcie od koncentrácií reaktantov.
Nevyhnutnou podmienkou, aby došlo k chemickej interakcii medzi časticami východiskových látok, je ich vzájomná zrážka. To znamená, že častice sa musia priblížiť k sebe, aby atómy jednej z nich zažili pôsobenie elektrických polí vytvorených atómami druhej. Preto je rýchlosť reakcie úmerná počtu zrážok, ktorým molekuly reaktantov prechádzajú.
Počet zrážok je zasa tým väčší, čím vyššia je koncentrácia každej z východiskových látok alebo čím väčší je súčin koncentrácií reagujúcich látok. Takže rýchlosť reakcie je:
je úmerné súčinu koncentrácie látky A a koncentrácie látky B. Označením koncentrácie látok A a B pomocou [A] a [B] môžeme písať^
v =k∙[A]∙ [V]
k - koeficient úmernosti - rýchlostná konštanta tejto reakcie (určená experimentálne).
Výsledný vzťah vyjadruje zákon masová akcia pre chemickú reakciu, ku ktorej dochádza pri zrážke dvoch častíc: pri konštantnej teplote je rýchlosť chemickej reakcie priamo úmerná súčinu koncentrácií reaktantov. (K. Guldberg a P. Waage v roku 1867 G).
Je logické predpokladať, že ak sa reakcie zúčastňujú 3 častice (pravdepodobnosť súčasnej zrážky viac ako troch častíc je extrémne malá, rovnice obsahujúce viac ako 3 častice sú reťazové reakcie, z ktorých každá prebieha samostatne a má svoju rýchlosť) , potom je zákon hromadnej akcie napísaný takto:
v \u003d k ∙ [A] 2 ∙ [V]
v \u003d k ∙ [A] ∙ [B] ∙ [N]
Ako je možné vidieť, v tomto prípade je koncentrácia každého z reaktantov zahrnutá vo vyjadrení rýchlosti reakcie v miere rovnajúcej sa zodpovedajúcemu koeficientu v reakčnej rovnici.
Hodnota rýchlostnej konštanty k závisí od povahy reaktantov, od teploty a od prítomnosti katalyzátorov, nezávisí však od koncentrácií látok.
Pri homogénnych reakciách:
v =k∙3∙
V heterogénnej reakcii rovnica rýchlosti reakcie zahŕňa koncentráciu len plynné látky :
2Na (tuhá látka) + H 2 (plyn) → 2NaH (tuhá látka)
V rovnovážnom stave, keď sa rýchlosť priamej reakcie rovná rýchlosti spätnej reakcie, je splnený vzťah:
aA + bB+… = zZ+dD+…
K=([A] a ∙ [B] b ...) ⁄ ([D] d ∙ [Z] z ...)
Na vyjadrenie stavu rovnováhy pri reakciách medzi plynnými látkami sa často používajú ich parciálne tlaky:
N2 (plyn) + 3H2 (plyn) → 2NH3 (plyn)
Toto je zaujímavé:
Závislosť rovnovážnej konštanty od teploty a tlaku. Ako je uvedené v článku o termodynamike, rovnovážna konštanta súvisí s Gibbsovou energiou podľa rovnice:
Alebo
Z tejto rovnice je vidieť, že rovnovážna konštanta je veľmi citlivá na zvýšenie/zníženie teploty a takmer necitlivá na zmenu tlaku. Závislosť rovnovážnej konštanty od faktorov entropie a entalpie ukazuje jej závislosť od povahy činidiel.
Závislosť rovnovážnej konštanty na povaha činidiel.
Túto závislosť možno demonštrovať jednoduchým experimentom:
Zn + 2HCl \u003d ZnCl2 + H2
Sn + 2HCl \u003d SnCl2 + H2
Pri 1. reakcii sa vodík uvoľňuje intenzívnejšie, keďže Zn je aktívnejší kov ako Sn.
Zn + H2S04 \u003d ZnS04 + H2
Zn + 2CH 3 COOH \u003d Zn (CH 3 COO) 2 + H 2
Pri 1. reakcii sa vodík uvoľňuje intenzívnejšie, keďže H 2 SO 4 je viac silná kyselina ako CH3COOH.
Záver: čím aktívnejšia látka, tým aktívnejšie reaguje. Pri kyselinách je aktivita ich silou (schopnosť darovať protón), pri kovoch miesto v napäťovom rade.
Závislosť rýchlosti heterogénnych reakcií od intenzity pohybu kvapaliny alebo plynu v blízkosti povrchu, na ktorom prebieha reakcia, kontaktná plocha.
Táto závislosť je preukázaná aj experimentálne. Tu sa zobrazí závislosť od oblasti kontaktu; závislosť od rýchlosti plynu alebo kvapaliny na rozhraní podlieha logike.
4Al (tuhá látka) +302 →2Al203
4Al (drvený) + 3O2 → 2Al203
Al (drvený) reaguje intenzívnejšie s kyslíkom (stĺpec plameňa, ak chcete zopakovať - vhoďte trochu striebra do ohňa, ale veľmi opatrne, pri dodržaní všetkých bezpečnostných opatrení) ako Al (pevný), ani sa nerozsvieti .
Záver: stupeň mletia ovplyvňuje rýchlosť reakcie: čím jemnejšia látka, tým väčšiu oblasť kontakt reaktantov, tým vyššia je rýchlosť heterogénnych reakcií.
Závislosť rýchlosti reakcie od teploty.
Molekulárno-kinetická teória plynov a kvapalín umožňuje za určitých podmienok vypočítať počet zrážok medzi molekulami určitých látok. Ak použijeme výsledky takýchto výpočtov, ukáže sa, že počet zrážok medzi molekulami látok za normálnych podmienok je taký veľký, že všetky reakcie by mali prebiehať takmer okamžite. V skutočnosti však nie všetky reakcie rýchlo končia. Tento rozpor možno vysvetliť, ak predpokladáme, že nie každá zrážka molekúl reagujúcich látok vedie k vzniku reakčného produktu. Na to, aby došlo k reakcii, teda k vzniku nových molekúl, je potrebné najskôr prerušiť alebo oslabiť väzby medzi atómami v molekulách východiskových látok. Na to je potrebné určité množstvo energie. Ak zrážajúce sa molekuly túto energiu nemajú, potom bude zrážka neefektívna – nepovedie k vytvoreniu novej molekuly. Ak je kinetická energia zrážaných molekúl dostatočná na oslabenie alebo pretrhnutie väzieb, potom môže zrážka viesť k preskupeniu atómov a vzniku molekuly novej látky.
Energia, ktorú musia mať molekuly, aby ich zrážka viedla k vytvoreniu novej látky, sa nazýva aktivačná energia tejto reakcie.
So stúpajúcou teplotou sa zvyšuje počet aktívnych molekúl. Z toho vyplýva, že so zvyšujúcou sa teplotou sa musí zvyšovať aj rýchlosť chemickej reakcie.
Túto závislosť vyjadruje van't Hoffovo pravidlo: So zvýšením teploty každých 10 ℃ Rýchlosť reakcie sa zvýši 2-4 krát:
V2 je konečná reakčná rýchlosť;V1 je počiatočná reakčná rýchlosť; γ (∆t ℃)⁄10 je teplotný koeficient, ktorý ukazuje, koľkokrát sa rýchlosť zvýši, keď teplota stúpne o 10 ℃ (koeficient stupňa).
Toto je zaujímavé:
Ako bolo uvedené vyššie, aby boli zrážky molekúl užitočné, musia mať aktivačnú energiu. Aktivačná energia rôznych reakcií je rôzna. Jeho hodnota je faktor, prostredníctvom ktorého je ovplyvnený vplyv charakteru reagujúcich látok na rýchlosť reakcie. Pri niektorých reakciách je aktivačná energia malá, pri iných naopak veľká.
Ak je aktivačná energia veľmi nízka (menej ako 40 kJ/mol), potom to znamená, že značná časť zrážok medzi časticami reaktantov vedie k reakcii. Rýchlosť takejto reakcie je skvelá. Ak je aktivačná energia reakcie veľmi vysoká (viac ako 120 kJ/mol), potom to znamená, že len veľmi malá časť zrážok interagujúcich častíc vedie k vzniku chemickej reakcie. Rýchlosť takejto reakcie je veľmi pomalá. Ak aktivačná energia reakcie nie je veľmi malá a nie príliš veľká (40-120 kJ / mol), potom takáto reakcia nebude prebiehať veľmi rýchlo a nie veľmi pomaly. Rýchlosť takejto reakcie sa dá merať.
Reakcie, ktoré si na svoj priebeh vyžadujú výraznú aktivačnú energiu, začínajú prerušením alebo oslabením väzieb medzi atómami v molekulách východiskových látok. V tomto prípade látky prechádzajú do nestabilného prechodného stavu, ktorý sa vyznačuje veľkým množstvom energie. Tento stav sa nazýva aktivovaný komplex. Práve na jej vznik je potrebná aktivačná energia. Nestabilný aktivovaný komplex existuje veľmi krátky čas. Rozkladá sa za vzniku reakčných produktov. V najjednoduchšom prípade je aktivovaný komplex konfiguráciou atómov, v ktorej sú oslabené staré väzby. Zvážte reakciu:
Kde na začiatku sú počiatočné činidlá, potom aktivovaný komplex, potom reakčné produkty.
Táto energia potrebná na prechod látok do aktivovaného komplexu sa nazýva Gibbsova energia aktivácie. Súvisí to s entropiou a entalpiou aktivácie rovnicou:
Energia potrebná na prenos látok do stavu aktivovaného komplexu sa nazýva entalpia aktivácie. H≠ Ale rovnako dôležitá je entropia aktivácie, tá závisí od počtu a orientácie molekúl v momente zrážky.
Existujú priaznivé orientácie ("a") a nepriaznivé ("b" a "c").
Úrovne energie v reakčnom systéme sú znázornené na obrázku nižšie. Je z nej vidieť, že do interakcie vstupujú len tie molekuly, ktoré majú potrebnú Gibbsovu energiu aktivácie; najvyšší bod je stav, keď sú molekuly tak blízko seba a ich štruktúry sú zdeformované, že je možná tvorba reakčných produktov:
Gibbsova energia aktivácie je teda energetická bariéra, ktorá oddeľuje reaktanty od produktov. Vynaložené na aktiváciu molekúl potom sa uvoľní ako teplo.
Závislosť od prítomnosti katalyzátora v systéme.Katalýza.
Látky, ktoré sa v dôsledku reakcie nespotrebúvajú, ale ovplyvňujú jej rýchlosť, sa nazývajú katalyzátory.
Fenomén zmeny rýchlosti reakcie pri pôsobení takýchto látok sa nazýva katalýza. Reakcie, ktoré prebiehajú pôsobením katalyzátorov, sa nazývajú katalytické.
Vo väčšine prípadov sa účinok katalyzátora vysvetľuje tým, že znižuje aktivačnú energiu reakcie. V prítomnosti katalyzátora prebieha reakcia cez iné medzistupne ako bez neho a tieto stupne sú energeticky dostupnejšie. Inými slovami, v prítomnosti katalyzátora vznikajú ďalšie aktivované komplexy a ich tvorba vyžaduje menej energie ako tvorba aktivovaných komplexov, ktoré vznikajú bez katalyzátora. Aktivačná energia reakcie je teda znížená; niektoré molekuly, ktorých energia nebola dostatočná na aktívne zrážky, sa teraz ukázali ako aktívne.
Rozlišujte medzi homogénnou a heterogénnou katalýzou.
V prípade homogénnej katalýzy tvoria katalyzátor a reaktanty jednu fázu (plyn alebo roztok).
V prípade heterogénnej katalýzy je katalyzátor prítomný v systéme ako nezávislá fáza. Pri heterogénnej katalýze prebieha reakcia na povrchu katalyzátora, preto aktivita katalyzátora závisí od veľkosti a vlastností jeho povrchu. Aby mal katalyzátor veľký („vyvinutý“) povrch, musí mať poréznu štruktúru alebo byť vo vysoko rozdrvenom (vysoko dispergovanom) stave. o praktické uplatnenie katalyzátor sa zvyčajne nanáša na nosič s poréznou štruktúrou (pemza, azbest atď.).
Katalyzátory sú široko používané v chemickom priemysle. Pod vplyvom katalyzátorov sa reakcie môžu zrýchliť miliónkrát alebo viackrát. V niektorých prípadoch môžu byť pôsobením katalyzátorov excitované také reakcie, ktoré bez nich za daných podmienok prakticky neprebiehajú.
Toto je zaujímavé:
Ako už bolo uvedené, k zmene reakčnej rýchlosti v prítomnosti katalyzátora dochádza v dôsledku poklesu aktivačnej energie jeho jednotlivých stupňov. Pozrime sa na to podrobnejšie:
(A...B)-aktivovaný komplex.
Nech má táto reakcia vysokú aktivačnú energiu a prebieha veľmi nízkou rýchlosťou. Nech je hmota K (katalyzátor), s ktorým ľahko interaguje A a formovanie AK :
(A...K)-aktivovaný komplex.
AK ľahko interaguje s B a vytvára AB:
AK+B=(AK...B)=AB+K
(AK...B)-aktivovaný komplex.
AK+B=(AK...B)=AB+K
Zhrnutím týchto rovníc dostaneme:
Všetko vyššie uvedené je znázornené v grafe:
Toto je zaujímavé:
Niekedy úlohu katalyzátorov zohrávajú voľné radikály, vďaka ktorým reakcia prebieha podľa reťazového mechanizmu (vysvetlenie nižšie). Napríklad reakcia:
Ak sa však do systému privedie vodná para, tvoria sa voľné radikály. ∙OH a H∙.
∙OH+CO=C02+H∙
H∙+02 =∙OH+∙O
CO+∙O=CO2
Reakcia teda prebieha oveľa rýchlejšie.
Reťazové reakcie. Reťazové reakcie prebiehajú za účasti aktívnych centier - atómov, iónov alebo radikálov (fragmentov molekúl), ktoré majú nepárové elektróny a v dôsledku toho vykazujú veľmi vysokú reaktivitu.
Pri dejoch interakcie aktívnych centier s molekulami východiskových látok vznikajú molekuly reakčného produktu, ako aj nové aktívne častice - nové aktívne centrá schopné aktu interakcie. Aktívne centrá teda slúžia ako tvorcovia reťazcov postupných premien látok.
Príkladom reťazovej reakcie je syntéza chlorovodíka:
H2 (plyn)+ Cl2 (plyn)= 2 HCl
Táto reakcia je spôsobená pôsobením svetla. Absorpcia kvanta žiarivej energie λυ molekula chlóru vedie k jej excitácii. Ak vibračná energia prekročí väzbovú energiu medzi atómami, molekula sa rozpadne:
Cl2+Aυ=2Cl∙
Výsledné atómy chlóru ľahko reagujú s molekulami vodíka:
Cl∙+H 2 =HCl+H∙
Atóm vodíka zase ľahko reaguje s molekulou chlóru:
H∙+Cl2 = HCl+Cl∙
Táto postupnosť procesov pokračuje. Inými slovami, jedno absorbované svetelné kvantum vedie k vytvoreniu mnohých molekúl HCI. Reťazec môže skončiť pri zrážke častíc so stenami nádoby, ako aj pri zrážke dvoch aktívnych častíc a jednej neaktívnej, v dôsledku čoho sa aktívne častice spoja do molekuly a uvoľnená energia je odnášaná neaktívna častica. V takýchto prípadoch sa obvod preruší:
Cl∙+Cl∙=Cl2
Cl∙+Cl∙+Z=Cl2+Z∙
Kde Z je tretia častica.
Toto je mechanizmus reťazovej až priamej reťazovej reakcie: pri každej elementárnej interakcii jedno aktívne centrum tvorí okrem molekuly reakčného produktu aj jedno nové aktívne centrum.
Medzi rozvetvené reťazové reakcie patrí napríklad reakcia vzniku vody z jednoduchých látok. Nasledujúci mechanizmus tejto reakcie bol experimentálne stanovený a potvrdený výpočtami:
H 2 +02 \u003d 2 ∙OH
∙OH+H 2 = H 2 O+H∙
H ∙ + O 2 \u003d ∙ OH + O ∙ ∙
O ∙ ∙ +H 2 =∙OH+H∙
Reťazovým mechanizmom prebiehajú také dôležité chemické reakcie ako spaľovanie, výbuchy, procesy oxidácie uhľovodíkov (získavanie alkoholov, aldehydov, ketónov, organických kyselín) a polymerizačné reakcie. Preto slúži teória reťazových reakcií vedecký základ rad významných odvetví strojárskej a chemickej technológie.
Reťazové procesy zahŕňajú aj jadrové reťazové reakcie prebiehajúce napríklad v jadrových reaktoroch alebo pri výbuchu atómovej bomby. Tu zohráva úlohu aktívnej častice neutrón, ktorého prienik do jadra atómu môže viesť k jeho rozpadu, sprevádzanému uvoľňovaním vysokej energie a tvorbou nových voľných neutrónov, ktoré pokračujú v reťazci jadrových transformácií.
Toto je zaujímavé:
Rýchlosť reakcie v heterogénnych systémoch. Heterogénne reakcie majú veľký význam v technológii.
Vzhľadom na heterogénne reakcie je ľahké vidieť, že úzko súvisia s procesmi prenosu hmoty. Aby totiž mohla prebiehať reakcia, napríklad spaľovanie uhlia, je potrebné, aby sa oxid uhličitý vznikajúci pri tejto reakcii neustále odstraňoval z povrchu uhlia a približovali by sa k nemu nové množstvá kyslíka. Oba procesy (odber CO2 z povrchu uhlia a zásobovania O2 k nej) sa uskutočňujú konvekciou (vytlačením masy plynu alebo kvapaliny) a difúziou.
V priebehu heterogénnej reakcie teda možno rozlíšiť aspoň tri stupne:
1. Prívod reaktantu na povrch;
2. Chemická reakcia na povrchu;
3. Odstránenie reakčného produktu z povrchu.
V ustálenom stave reakcie prebiehajú všetky jej tri stupne rovnako rýchlo. Navyše v mnohých prípadoch je aktivačná energia reakcie nízka a druhý stupeň (skutočná chemická reakcia) by mohol prebiehať veľmi rýchlo, ak by dodávka reaktantu na povrch a odstránenie produktu z neho prebehlo tiež rýchlo. dosť. Preto je rýchlosť takýchto reakcií určená rýchlosťou prenosu látky. Dá sa očakávať, že s nárastom konvekcie sa ich rýchlosť zvýši. Skúsenosti tento predpoklad potvrdzujú. Takže reakcia spaľovania uhlia:
C + O2 \u003d CO2
ktorého chemický stupeň vyžaduje malú aktivačnú energiu, prebieha tým rýchlejšie, čím intenzívnejšie sa do uhlia dodáva kyslík (alebo vzduch).
Nie vo všetkých prípadoch je však rýchlosť heterogénnej reakcie určená rýchlosťou prenosu látky. Určujúcim štádiom reakcií, ktorých aktivačná energia je vysoká, je druhý stupeň - vlastná chemická reakcia. Prirodzene, rýchlosť takýchto reakcií sa nezvýši so zvýšeným miešaním. Napríklad oxidácia železa kyslíkom vlhký vzduch nezrýchľuje so zvyšujúcim sa prívodom vzduchu na kovový povrch, pretože tu je aktivačná energia chemického štádia procesu dosť vysoká.
Krok, ktorý určuje rýchlosť reakcie, sa nazýva krok obmedzujúci rýchlosť. V prvom príklade je krokom obmedzujúcim rýchlosť prenos hmoty, v druhom je skutočná chemická reakcia.
ireverzibilné a reverzibilné reakcie. chemická bilancia. Posun v chemickej rovnováhe. Le Chatelierov princíp.
Všetky chemické reakcie možno rozdeliť do dvoch skupín: ireverzibilné a reverzibilné reakcie. Nezvratné reakcie prebiehajú až do konca - kým sa jeden z reaktantov úplne nespotrebuje. Reverzibilné reakcie neprebiehajú do konca: pri reverzibilnej reakcii sa žiadna z reaktantov úplne nespotrebuje. Tento rozdiel je spôsobený skutočnosťou, že nezvratná reakcia môže prebiehať iba jedným smerom. Reverzibilná reakcia môže prebiehať v smere dopredu aj dozadu.
Zvážte dva príklady:
1) Interakcia medzi zinkom a koncentrovanou kyselinou dusičnou prebieha:
Zn + 4HN03 → Zn (N03)2 + N02 + 2H20
Pri dostatočnom množstve kyseliny dusičnej sa reakcia skončí až vtedy, keď sa všetok zinok rozpustí. Okrem toho, ak sa pokúsite vykonať túto reakciu v opačnom smere - prejsť oxidom dusičitým cez roztok dusičnanu zinočnatého, potom kovový zinok a kyselina dusičná nebudú fungovať - táto reakcia nemôže pokračovať v opačnom smere. Interakcia zinku s kyselinou dusičnou je teda nezvratnou reakciou.
2) Syntéza amoniaku prebieha podľa rovnice:
3H2+N2↔2NH3
Ak sa jeden mól dusíka zmieša s troma mólmi vodíka, za podmienok priaznivých pre priebeh reakcie v systéme a po dostatočnom čase sa analyzuje zmes plynov, výsledky analýzy ukážu, že nielen reakčný produkt (amoniak) bude byť v systéme prítomné, ale aj východiskové látky (dusík a vodík). Ak sa teraz za rovnakých podmienok ako východisková látka nepoužije zmes dusíka a vodíka, ale amoniak, potom bude možné zistiť, že časť amoniaku sa rozkladá na dusík a vodík a konečný pomer medzi množstvami všetkých troch látok bude rovnaký ako v tomto prípade, keď sa vychádza zo zmesi dusíka a vodíka. Syntéza amoniaku je teda reverzibilná reakcia.
V rovniciach reverzibilných reakcií možno namiesto znamienka použiť šípky; symbolizujú tok reakcie v smere dopredu aj dozadu.
Pri reverzibilných reakciách sa súčasne objavujú reakčné produkty a ich koncentrácia sa zvyšuje, ale v dôsledku toho sa začína objavovať reverzná reakcia a jej rýchlosť sa postupne zvyšuje. Keď sa rýchlosť priamych a spätných reakcií zhoduje, chemická rovnováha. Takže v poslednom príklade sa vytvorí rovnováha medzi dusíkom, vodíkom a amoniakom.
Chemická rovnováha sa nazýva dynamická rovnováha. To zdôrazňuje, že dopredné aj spätné reakcie sa vyskytujú v rovnováhe, ale ich rýchlosti sú rovnaké, v dôsledku čoho zmeny v systéme nie sú viditeľné.
Kvantitatívna charakteristika chemickej rovnováhy je veličina nazývaná konštanta chemickej rovnováhy. Pozrime sa na reakciu ako príklad:
Systém je v rovnováhe:
V dôsledku toho:
Rovnovážna konštanta tejto reakcie.
Pri konštantnej teplote je rovnovážna konštanta reverzibilnej reakcie konštantná hodnota, ktorá ukazuje pomer medzi koncentráciami reakčných produktov (čitateľ) a východiskových látok (menovateľ), ktorý je stanovený v rovnováhe.
Rovnováha rovnovážnej konštanty ukazuje, že za rovnovážnych podmienok sú koncentrácie všetkých látok zúčastňujúcich sa reakcie vzájomne prepojené. Zmena koncentrácie ktorejkoľvek z týchto látok má za následok zmenu koncentrácií všetkých ostatných látok; v dôsledku toho sa stanovia nové koncentrácie, ale pomer medzi nimi opäť zodpovedá rovnovážnej konštante.
Na vyjadrenie rovnovážnej konštanty heterogénnych reakcií, ako aj vyjadrenie zákona o pôsobení hmoty, sú zahrnuté koncentrácie len tých látok, ktoré sú v plynnej fáze. Napríklad pre reakciu:
rovnovážna konštanta má tvar:
Hodnota rovnovážnej konštanty závisí od charakteru reaktantov a od teploty. Nezávisí od prítomnosti katalyzátorov. Ako už bolo uvedené, rovnovážna konštanta sa rovná pomeru rýchlostných konštánt priamych a spätných reakcií. Pretože katalyzátor mení aktivačnú energiu priamych aj spätných reakcií o rovnakú hodnotu, neovplyvňuje pomer ich rýchlostných konštánt. Katalyzátor teda neovplyvňuje hodnotu rovnovážnej konštanty, a preto nemôže ani zvyšovať, ani znižovať výťažok reakcie. Môže len urýchliť alebo spomaliť nástup rovnováhy. Toto je možné vidieť na grafe:
Posun v chemickej rovnováhe. Le Chatelierov princíp. Ak je systém v rovnovážnom stave, potom v ňom zostane až do vonkajších podmienok sú udržiavané konštantné. Ak sa zmenia podmienky, systém sa dostane do nerovnováhy - rýchlosť priamych a reverzných procesov sa bude meniť nerovnomerne - reakcia bude pokračovať. Najdôležitejšie sú prípady nerovnováhy v dôsledku zmien koncentrácie ktorejkoľvek z látok podieľajúcich sa na rovnováhe, tlaku alebo teplote.
Le Chatelierov princíp:
Ak na systém v rovnováhe pôsobí akýkoľvek vplyv, potom sa v dôsledku procesov v ňom vyskytujúcich sa rovnováha posunie takým smerom, že sa vplyv zníži.
V skutočnosti, keď jedna z látok ( je ovplyvnená zvýšením/poklesom koncentrácie len plynnej látky) zapojený do reakcie sa rovnováha posúva smerom k spotrebe tejto látky. Keď tlak stúpa, posúva sa tak, že tlak v systéme klesá; ako teplota stúpa, rovnováha sa posúva smerom k endotermickej reakcii - teplota v systéme klesá (viac o tom nižšie).
Le Chatelierov princíp platí nielen pre chemické, ale aj pre rôzne fyzikálno-chemické rovnováhy. Rovnovážny posun pri zmene podmienok takých procesov, ako je varenie, kryštalizácia, rozpúšťanie, nastáva v súlade s Le Chatelierovým princípom.
1. Nerovnováha spôsobená zmenou koncentrácie ktorejkoľvek z látok zapojených do reakcie.
Vodík, jodovodík a pary jódu nech sú pri určitej teplote a tlaku vo vzájomnej rovnováhe. Zaveďte do systému dodatočné množstvo vodíka. Podľa zákona hromadného pôsobenia bude zvýšenie koncentrácie vodíka znamenať zvýšenie rýchlosti priamej reakcie - syntézy HI, zatiaľ čo rýchlosť spätnej reakcie sa nezmení. V smere dopredu bude teraz reakcia prebiehať rýchlejšie ako v opačnom smere. V dôsledku toho sa koncentrácie vodíka a pár jódu znížia, čo bude mať za následok spomalenie priamej reakcie, a zvýši sa koncentrácia HI, čo spôsobí zrýchlenie spätnej reakcie. Po určitom čase sa rýchlosti priamych a spätných reakcií opäť vyrovnajú - vytvorí sa nová rovnováha. Avšak koncentrácia HI bude teraz vyššia ako pred pridaním H2 a koncentrácia H2 bude nižšia.
Proces zmeny koncentrácií spôsobený nerovnováhou sa nazýva posun alebo rovnovážny posun.
Ak v tomto prípade dôjde k zvýšeniu koncentrácií látok na pravej strane rovnice, potom hovoria, že rovnováha sa posúva doprava, t.j. v smere toku priamej reakcie; pri spätnej zmene koncentrácií hovoria o posune rovnováhy doľava - v smere spätnej reakcie. V tomto príklade sa rovnováha posunula doprava. Zároveň látka (H 2), ktorej zvýšenie koncentrácie spôsobilo nerovnováhu, vstúpila do reakcie - jej koncentrácia klesla.
So zvýšením koncentrácie ktorejkoľvek z látok zúčastňujúcich sa na rovnováhe sa teda rovnováha posúva smerom k spotrebe tejto látky; pri znižovaní koncentrácie niektorej z látok sa rovnováha posúva smerom k tvorbe tejto látky.
2. Nerovnováha v dôsledku zmeny tlaku (zmenšením alebo zvýšením objemu systému).
Ak sú do reakcie zapojené plyny, rovnováha môže byť narušená zmenou objemu systému. Pri zvyšovaní tlaku stláčaním sústavy sa rovnováha posúva smerom k zmenšovaniu objemu plynov, teda k znižovaniu tlaku, pri znižovaní tlaku sa rovnováha posúva k zvyšovaniu objemu, teda k zvyšovaniu tlaku. v tlaku:
3H2+N2↔2NH3
So zvyšujúcim sa tlakom sa reakcia posunie smerom k tvorbe amoniaku; keď tlak klesá, smerom k činidlám.
3. Nerovnováha v dôsledku zmeny teploty.
Rovnováha veľkej väčšiny chemických reakcií sa posúva s teplotou. Faktor, ktorý určuje smer posunu rovnováhy, je znakom tepelného účinku reakcie. Dá sa ukázať, že keď teplota stúpa, rovnováha sa posúva v smere endotermickej reakcie a keď klesá, posúva sa v smere exotermickej reakcie:
To znamená, že so zvýšením teploty sa výťažok jódu zvýši, s poklesom sa rovnováha posunie smerom k činidlám.
Fyzikálne metódy stimulácie chemických premien.
Na reaktivitu látok vplýva: svetlo, ionizujúce žiarenie, tlak, mechanické pôsobenie, rádiolýza, fotolýza, laserová fotochémia atď. Ich podstatou je vytvárať rôznymi spôsobmi superrovnovážne koncentrácie excitovaných alebo nabitých častíc a radikálov, ktorých reakcie s inými časticami vedú k určitým chemickým premenám.