Brzina reakcije dušika sa vodonikom će se povećati ako. Brzina hemijskih reakcija. Endotermne i egzotermne reakcije
Veličina: px
Započni utisak sa stranice:
transkript
1 Brzina reakcije, njena zavisnost od različitih faktora 1. Za povećanje brzine reakcije potrebno je povećati pritisak, dodati ugljen monoksid (1v) ohladiti sistem, ukloniti ugljen monoksid (1v) 2. Brzina reakcije azota sa vodonikom ne zavisi od temperature pritiska katalizatora, količine produkta reakcije 3. Brzina reakcije ugljenika sa kiseonikom ne zavisi od temperature ukupnog pritiska, stepena finoće ugljika, količine produkt reakcije 4. Za smanjenje brzine reakcije H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl + Q, potrebno je sniziti temperaturu povećanje tlaka niže koncentracije hlorovodonika povećati koncentraciju vodonika 5. Za povećanje brzine reakcije ZN 2 + N 2 = 2NH 3 + Q potrebno je ohladiti sistem kako bi se smanjio pritisak za uklanjanje amonijaka za dodavanje vodonika 6. Brzina reakcije dušika sa vodonikom je definirana kao
2 7. Brzina reakcije ugljičnog monoksida sa kisikom definirana je kao 8. Cink (granule) i kisik komuniciraju najvećom brzinom na sobnoj temperaturi cink (granule) i hlorovodonična kiselina cink (prah) i kisik cink (prašak) i hlorovodonična kiselina 9. Sa najvećom interakcijom cinka i kiseonika na sobnoj temperaturi hlorovodonična kiselina i rastvor natrijum karbonata natrijum alkalija i aluminijum kalcijum oksid i voda 10. Brzina reakcije azota sa vodonikom će se povećati kada se smeša prođe preko zagrejanog gvožđa, dodavanjem amonijaka koji hladi smjese, povećavajući volumen reakcionog suda 11. Brzina reakcije ugljičnog monoksida (ii) sa kisikom će se smanjiti kada se zagrije, propuštanjem plinova preko zagrijane platine, dodavanjem ugljičnog dioksida, povećanjem volumena reakcionog suda 12. Brzina reakcije će se povećava se kada se kisik doda bakrovom(ii) oksidu
3 dušik amonijak 13. Brzina reakcije će se povećati kada se doda vodik vodi dušikov oksid(ii) amonijak 14. Brzina reakcije između cinka i hlorovodonične kiseline se smanjuje kada se cink melje kada se HCl dodaje uz zagrijavanje tokom vremena 15. Brzina reakcije između cink i hlorovodonična kiselina se povećavaju mlevenjem cinka dok se rastvor hladi dok se rastvor razblažuje tokom vremena 16. U reakciji, brzina razlaganja je 0,016 mol/(l min). Koja je brzina formiranja (u mol/(L min))? 0,008 0,016 0,032 0. U reakciji, brzina formiranja je 0,012 mol/(l min). Koja je brzina razgradnje (u mol/(L min))? 0,006 0,012
4 0,024 0, Brzina elementarne reakcije ovisi o koncentracijama na sljedeći način: 19. Brzina elementarne reakcije ovisi o koncentracijama na sljedeći način: 20. Oba i i djeluju s najvećom brzinom na sobnoj temperaturi i 21. 22 reagiraju sa najvećom brzinom sa vodom na sobnoj temperaturi Magnezijum reaguje najvećom brzinom na sobnoj temperaturi sa cinkovom vodom sa razblaženom sirćetnom kiselinom rastvorom srebrovog nitrata sa bakrom hlorovodoničnom kiselinom sa kiseonikom
5 23. Brzina reakcije razgradnje na jednostavne supstance raste sa dodatkom povećanja pritiska i hlađenja sa povećanjem zapremine reakcione posude 24. Brzina reakcije krekinga oktana u gasnoj fazi raste sa hlađenjem. , povećanje pritiska povećava zapreminu reakcione posude smanjuje pritisak povećava zapreminu reakcione posude 26. Koja tvrdnja o katalizatorima je netačna? Katalizatori učestvuju u hemijskoj reakciji Katalizatori pomeraju hemijsku ravnotežu Katalizatori menjaju brzinu reakcije Katalizatori ubrzavaju i direktnu i obrnutu reakciju azotna kiselina 28. Na brzinu hemijske reakcije ne utiču promene u koncentraciji amonijaka
6 pritisak koncentracija vodonika temperatura 29. Reakcija između vodika i fluora brom jod hlor odvija se najnižom brzinom 30. Da bi se povećala brzina hemijske reakcije, potrebno je povećati koncentraciju iona gvožđa mleveno gvožđe smanjiti temperaturu smanjiti kiselinu koncentracija 31. Vodonik reaguje najvećom brzinom sa brom jod fluor hlor 32. Na sobnoj temperaturi, vodik najaktivnije reaguje sa sumporom azot hlor brom 33. Brzina reakcije između gvožđa i rastvora hlorovodonične kiseline će se smanjivati sa povećanjem temperature, razblažiti kiselinu , povećati koncentraciju kiseline, samleti gvožđe 34. Da biste povećali brzinu reakcije hidrolize etil acetata, dodajte sirćetnu kiselinu, dodajte etanol zagrejte rastvor da povećate pritisak 35. Najvećom brzinom u normalnim uslovima, voda reaguje sa
7 kalcijum oksid gvožđe silicijum oksid (IV) aluminijum 36. Brzina reakcije raste sa povećanjem koncentracije, smanjenjem temperature, povećanjem pritiska, povećanjem temperature 37. Povećanje koncentracije azota povećava brzinu reakcije 38. Brzina reakcije cinka sa hlorovodoničnom kiselinom ne zavisi o koncentraciji kiseline, temperaturi, pritisku, površini kontaktnih reagensa 39. Interakcija između 40 se odvija najnižom brzinom na sobnoj temperaturi. Brzina kemijske reakcije će se povećati dodatkom fosfora povećanjem koncentracije kisika povećanje koncentracije fosfor-oksida (V) smanjenje volumena uzetog kisika 41. Povećanje brzine reakcije olakšava:
8 dodavanje sumpora povećanje temperature 42. Reakcija između 43 teče najvećom brzinom. Reakcija 44 teče najvećom brzinom na sobnoj temperaturi. Da bi se povećala brzina kemijske reakcije, potrebno je povećati količinu hroma povećati koncentracija vodonikovih jona smanjenje temperature povećanje koncentracije vodonika gvožđe (III) metal cink metal nikl barijum hidroksid rastvor 46. Brzina hemijske reakcije ne zavisi od koncentracije hlorovodonične kiseline temperatura koncentracije vodonika stepen mlevenja magnezijuma 47. Povećanje površine kontakta reagensa ne utiče na brzinu reakcije između sumpora i gvožđa, silicijuma i kiseonika, vodonika i kiseonika, cinka i hlorovodonične kiseline
9 48. Najvećom brzinom natrijum hidroksid stupa u interakciju sa metalnim cink bakar (II) sulfatom, azotnom kiselinom, gvožđe (II) sulfidom 49. Brzina hemijske reakcije zavisi od količine uzetog fosfora, temperature koncentracije fosfora oksida (V), zapremina uzetog kiseonika 50. Najvećom brzinom pri Reakcija 51 se odvija na sobnoj temperaturi. Reakcija 52 se odvija najvećom brzinom na sobnoj temperaturi. Povećanje brzine reakcije je olakšano: smanjenjem pritiska; smanjenje koncentracije, hlađenje sistema, povećanje temperature;
10 propuštati hlorovodonik kroz reakcionu smešu, koristiti cink u prahu 54. Na sobnoj temperaturi, kalijum kalcijum magnezijum aluminijum reaguje sa vodom najvećom brzinom 55. Da bi se povećala brzina reakcije hidrolize 1-bromopropana, potrebno je dodati kiselinu , sniziti koncentraciju 1-bromopropana, povećati temperaturu, povećati koncentraciju propanola 56. Brzina Reakcija između rastvora magnezijuma i bakar sulfata ne zavisi od koncentracije soli, temperature zapremine reakcione posude, površine kontakt reagensa
Zadaci A20 iz hemije 1. Brzina reakcije azota sa vodonikom će se smanjiti sa 1) smanjenjem temperature 2) povećanjem koncentracije azota 3) katalizatorom se koristi 4) povećanjem pritiska Faktori koji utiču
1. Sa predložene liste supstanci izaberite dve supstance, sa svakom od kojih gvožđe reaguje bez zagrevanja. cink hlorid bakar(ii) sulfat koncentrovana azotna kiselina razrijeđena hlorovodonična kiselina
Test: "Brzina hemijske reakcije". Testirano: Datum: 1. zadatak Formula za određivanje brzine homogene reakcije 1) 2) 3) 4) 2. zadatak Matematički izraz van't Hoffovo pravilo 1) 2) 3) 4) Zadatak
Zadaci 5. Jednostavne i složene supstance. Anorganske supstance 1. Supstance čije su formule i amfoterni hidroksid odnosno kiseli amfoterni hidroksid i soli baza i kiselina
Hemijska svojstva baza i kiselina 1. Reaguje sa rastvorom kalijum hidroksida 2. Rastvor sumporne kiseline reaguje sa rastvorom 3. Otopina sumporne kiseline ne reaguje 4. Bakar(II) hidroksid reaguje
Zadaci A8 iz hemije 1. Cink reaguje sa rastvorom Metali reaguju sa rastvorima soli manje aktivnih metala. Mg, Na, Ca su aktivniji metali od cinka, pa reakcija ovih soli nije moguća.
1. Sa predložene liste izaberite dva oksida koji reaguju sa rastvorom hlorovodonične kiseline, ali ne reaguju sa rastvorom natrijum hidroksida. CO SO 3 CuO MgO ZnO 2. Sa predložene liste izaberite dva
"Reverzibilne i ireverzibilne hemijske reakcije. Hemijska ravnoteža. Pomeranje hemijske ravnoteže pod uticajem različitih faktora.". Testirano: Datum: Zadatak 1 Koeficijent ispred formule formirane vode
Zbirka zadataka iz hemije za 9. medicinski čas sastavila Gromčenko I.A. Moskovski obrazovni centar 109 2012 Maseni udio otopljene tvari. 1. 250 g rastvora sadrži 50 g natrijum hlorida. Odredite
2016 1. 4,2 g litijuma je rastvoreno u 250 ml vode, zatim je dodato 200 g 20% rastvora bakar(ii) sulfata. Odredite maseni udio soli u rezultirajućem odgovoru, zapišite jednadžbe reakcije koje su naznačene u
Banka zadataka hemija 11. razred 1. Elektronska konfiguracija odgovara jonu: 2. Čestice i i i i imaju istu konfiguraciju 3. Magnezijum i
1. Talog se ne formira tokom interakcije vodenih rastvora i i i 2. Talog se ne formira tokom interakcije vodenih rastvora i i i 3. Voda nastaje u reakciji jonske razmene tokom interakcije i i i
Zadaci 9. Hemijska svojstva jednostavnih supstanci: metala i nemetala 1. Gvožđe reaguje sa kalcijum hloridom brom natrijum oksidom natrijum hidroksidom 2. Hlor reaguje sa sulfatom azotne kiseline
Banka zadataka iz hemije 9. razred 1. Element ima tri elektrona na 2. energetskom nivou. Serijski broj elementa 3 5 7 13 2. Koliko se elektrona nalazi u vanjskom nivou elementa sa serijskim brojem
Zadaci za pripremu 1. Prilikom sagorevanja gvožđe (II) sulfida u kiseoniku, oslobođeno je 28 litara sumpordioksida (u normalnim uslovima). Izračunajte masu originalnog jedinjenja željeza u gramima. Odgovori
Reakcije koje potvrđuju vezu različitih klasa neorganskih supstanci. 1. Natrijum je fuzionisan sa sumporom. Dobiveni spoj je tretiran hlorovodoničnom kiselinom, s kojom je razvijeni plin u potpunosti reagirao
TEORIJSKE OSNOVE HEMIJE 1. Elektronska konfiguracija inertnog gasa ima jon 1) Fe 3+ 2) Fe 2+ 3) Co 2+ 4) Ca 2+ 2. Elektronska konfiguracija inertnog gasa ima jon 1) O 2-2) S 2+ 3 ) Si 2+ 4) Br +
Tačno rješenje zadatka 31 mora sadržavati četiri jednačine.Za tačan unos svake jednačine reakcije možete dobiti 1 bod. Maksimalni rezultat za ovaj zadatak je 4 boda. Svaka istina
Šifra Dio 1 Dio 2 S1 S2 S3 S4 S5 S6 Ʃ Konačan rezultat Konačan rezultat (od 100 bodova) (od 10 bodova) Uvodni rad za kandidate za 10 FH i HB razreda Odluka (tačni odgovori su podebljani)_
1. Koji od sljedećih elemenata je najtipičniji nemetal? 1) Kiseonik 2) Sumpor 3) Selen 4) Telur 2. Koji od sledećih elemenata ima najveću elektronegativnost? 1) Natrijum
17. Obrasci hemijskih procesa. Koncept brzine hemijske reakcije. Faktori koji utječu na promjenu brzine kemijske reakcije Brzina kemijske reakcije je omjer promjene koncentracije
Opcija 1743654 1. Odredi od kojih atoma dva navedena elementa imaju jedan nespareni elektron u osnovnom stanju. 2. Zapišite brojeve odabranih elemenata u polje za odgovor. Odaberite tri stavke
Zadaci B5 iz hemije 1. Poveži naziv oksida sa formulama supstanci sa kojima može da stupi u interakciju. IME OKSIDA A) kalijev oksid ugljen monoksid (ii) B) hrom oksid (iii) oksid
Zadaci A19 iz hemije 1. Interakcija natrijum oksida sa vodom se odnosi na reakcije 1) jedinjenja, ireverzibilna 2) razmena, reverzibilna 3) jedinjenja, reverzibilna 4) razmena, ireverzibilna Natrijum oksid - bazni
Zadaci iz hemije A9 1. Koji oksid reaguje sa rastvorom, ali ne reaguje sa rastvorom? MgO Osnovni oksid, budući da je Mg metal sa oksidacionim stanjem +2. Bazni oksidi reagiraju sa kiselinama, kiseli oksidi,
1. Koliki je naboj jezgra atoma ugljika? 1) 0 2) +6 3) +12 4) -1 2. Šta je zajedničko atomima 12 6C i 11 6C? 1) Maseni broj 2) Broj protona 3) Broj neutrona 4) Radioaktivna svojstva
1. Koja je vrsta hemijske veze u barijum oksidu? kovalentni nepolarni metalni kovalentni polarni jonski 2. Koja je vrsta hemijske veze u hlor(vii) oksidu? kovalentni polarni jonski kovalentni
ISPITNI TEST IZ HEMIJE (EKSTERNAT 9 RAZRED) 1. Hemijska reakcija koja teče stvaranjem taloga a) h 2 SO 4 + BaCl 2 b) HNO 3 + KOH c) HCl + CO 2 d) HCl + Ag 2. Sa kojom od supstanci a) karbonat
Zadaci za ljeto iz hemije: 1. Koja hemijska količina CO 2 supstance sadrži onoliko atoma kiseonika koliko ih ima u 160 g supstance SO 3? 2. Kolika je hemijska količina supstance CH 4
Zadaci 3. Struktura molekula. Hemijska veza 1. Koja je vrsta hemijske veze u barijum oksidu? kovalentni nepolarni metalni kovalentni polarni jonski 2. Koja je vrsta hemijske veze u hlor(vii) oksidu?
Zadaci 11. Hemijska svojstva baza. Hemijska svojstva kiselina 1. Reaguje sa rastvorom kalijum hidroksida 2. Rastvor sumporne kiseline reaguje sa rastvorom 3. Rastvor sumporne kiseline ne reaguje
1. Sa predložene liste izaberite dva jedinjenja u kojima postoji jonska hemijska veza. 2. Vodikova veza nastaje između molekula vodika metanola toluena metanal metanske kiseline
Federalna agencija za ribarstvo Federalna državna budžetska obrazovna ustanova visokog stručnog obrazovanja "Astrakhan State Technical University" Razvoj
Opcija 5 dio 1 Prilikom ispunjavanja zadataka iz ovog dijela u listu za odgovore M I pod brojem zadatka koji obavljate (A1 - A30), u kvadratić upišite znak "x" čiji broj odgovara broju onaj koji ste odabrali
Zadaci iz hemije A11 1. Gvožđe(II) sulfid reaguje sa rastvorom svake od dve supstance: Gvožđe(II) sulfid je nerastvorljiva so, tako da neće reagovati sa drugim solima, ali će reagovati
Hemijska reakcija. Uslovi i znaci hemijskih reakcija. Hemijske jednačine 1. Koja jednačina odgovara reakciji raspadanja? 2. Koja jednačina odgovara reakciji izmjene? 3. Šta
1. Spoljašnji oksid elementa pokazuje glavna svojstva: 1) sumpor 2) azot 3) barijum 4) ugljenik 2. Koja od formula odgovara izrazu stepena disocijacije elektrolita: =
1. Koliki je naboj jezgra atoma kiseonika? 1) 2 2) +6 3) +7 4) +8 2. Šta je zajedničko u atomima 1 1H, 2 1H, 3 1H? 1) Maseni broj 2) Broj protona 3) Broj neutrona 4) Radioaktivna svojstva Ulazni testovi
Zadaci A25 iz hemije 1. Sumporna kiselina ispoljava oksidaciona svojstva u reakciji, čija je shema: Oksidanti prihvataju elektrone i snižavaju oksidaciono stanje. Sumporna kiselina može ispoljiti oksidaciju
Hemija 11 razred. Demo 3 (45 minuta) 3 Dijagnostički tematski rad 3 u pripremi za ispit iz HEMIJE na teme „Struktura supstanci: struktura atoma, hemijska veza, kristalna
4. Zadaci za određivanje mase (volumena, količine supstance), masenog (volumenskog) udjela produkta reakcije i masenog udjela (mase) hemijskog jedinjenja u smjesi. Rješavanje problema treba započeti analizom
Test 1 Periodični zakon i periodični sistem hemijskih elemenata. Struktura atoma. 1. Kako se razlikuju atomi izotopa jednog elementa? 1) broj protona; 2) broj neutrona; 3) broj elektrona;
Zadaci C2 iz hemije 1. Date su supstance: fosfor, hlor, vodeni rastvori sumporne kiseline i kalijum hidroksida. 1. 2. 3. 4. 2. Dati: bromovodonična kiselina, natrijum permanganat, natrijum hidroksid i brom. Snimljeno
9. ocjena 1. Prilikom disocijacije 1 mola koje tvari nastaje najveći broj (u molovima) jona? 1. Natrijum sulfat 2. Gvožđe (III) hlorid 3. Natrijum fosfat 4. Kobalt (II) nitrat
Demonstraciona verzija test materijala za srednju ovjeru učenika 9. razreda (u vidu porodičnog obrazovanja i samoobrazovanja) iz HEMIJE 4 5 U 4. periodu glavne podgrupe V (A) grupe
ZADACI DOPISNOG KOLA OLIMPIJADE „MLADI TALENTI. HEMIJA» AKADEMSKA GODINA 2009/2010. Potrebno je odgovoriti na zadatke u fajlu za odgovore! U zadacima 1-20 morate odabrati jednu ili više ispravnih opcija.
Demonstraciona verzija srednjeg sertifikata iz hemije 11. razred 2017-2018 nastavna godina 1. Zadatak Odredi koji atomi od kojih dva elementa navedena u redu imaju jedan na spoljnom energetskom nivou
Zadatak 1. Dat je položaj elektrona na 3. i 4. elektronskom nivou atoma gvožđa: Koji od elektrona označenih latiničnim slovima odgovara sledećim kvantnim brojevima? n = 3; l =
Rješenje računskih zadataka 1. Prilikom odvodnje 160 g rastvora barijum nitrata masenog udela 10% i 50 g rastvora kalijum hromata sa masenim udelom od 11%, istaložio se talog. Izračunajte maseni udio kalijum nitrata u formiranom
1. Koja jednačina odgovara reakciji razlaganja? 2. Koja jednačina odgovara reakciji izmjene? 3. Koja jednačina odgovara reakciji supstitucije? 4. U reakciji raspadanja praćenoj promjenom
HEMIJA Opcija 0000 Uputstvo za kandidate Za ispitni rad predviđeno je 3 sata (180 minuta). Rad se sastoji od 2 dijela, uključujući 40 zadataka. Ako se zadatak ne može odmah završiti,
Računski zadaci u neorganskoj hemiji 1. Maseni udio metala u oksidu sastava koji karakteriše metal: jednak 71,4%. Odaberite tvrdnje, a) NE reducira se vodonikom iz oksida b) se koristi
FIPI Trial OGE 2018 iz oblasti obuke iz hemije, opcija 1 Pripremila Mustafina Ekaterina Andreevna 1 Slika prikazuje model atoma 1) bor 2) aluminijum 3) azot 4) berilijum 2 Atomski radijus
Evaluacijski materijali za izborni predmet "Rješavanje problema povećane složenosti" za razred 0 Broj zadatka Kontrola ulaza Kodifikator elemenata sadržaja i uslova za nivo osposobljenosti diplomaca
Ulaznice za prelazni ispit iz hemije u 8. razredu Ulaznica 1 1. Predmet hemije. Supstance. Supstance su jednostavne i složene. Svojstva supstanci. 2. Kiseline. Njihova klasifikacija i svojstva. Ulaznica 2 1. Transformacije supstanci.
Zadaci A21 iz hemije 1. Hemijska ravnoteža u sistemu će se pomeriti ka produktima reakcije sa 1) povećanjem pritiska 2) povećanjem temperature 3) smanjenjem pritiska 4) upotrebom katalizatora Princip
Hemija 9 razred. Demo 5 (90 minuta) 1 Dijagnostički tematski rad 5 u pripremi za OGE iz HEMIJE na teme „Nemetali IVA VIIA grupa Periodnog sistema hemijskih elemenata D.I.
Reakcije jonske izmjene: zadaci za pripremu 1. Nekoliko kapi rastvora supstance Y dodano je u epruvetu sa rastvorom soli X. Kao rezultat reakcije uočen je talog. Sa predložene liste
Struktura atoma i periodični zakon D. I. Mendeljejeva 1. Naboj jezgra atoma hemijskog elementa koji se nalazi u 3. periodu, grupa IIA je 1) +12 2) +2 3) +10 4) + 8 2. Koliki je naboj atoma jezgra (+Z),
Zadatak iz hemije za učenike 10. razreda 31.03.2018. Opcija 1 1. Kako izvršiti sledeće transformacije: hlor - hlorovodonik - rubidijum hlorid - hlor? Napišite jednadžbe reakcije 2. Smjesa kisika i
Specifikacija završnog rada za srednju ovjeru učenika 11. razreda iz hemije
Opcija 1 Deo A A 1. Naelektrisanje jezgra atoma fosfora je 1) + 5; 2) +15; 3) +16; 4) +3 A 2. U seriji Mg-AI-Si svojstva se mijenjaju 1) od metalnih do nemetalnih 3) od kiselih do bazičnih 2) od bazičnih do
Zadaci 10. Hemijska svojstva oksida 1. Sumpor(vi) oksid reaguje sa natrijum nitratom hlor aluminijum oksidom silicijum oksidom 2. Sumpor(iv) oksid reaguje sa bakar(ii) sulfidom ugljenik kiseonikom
Gvožđe 1. 7. Da li su tačni sledeći sudovi o svojstvima oksida gvožđa i aluminijuma? A. I aluminijum i gvožđe formiraju stabilne okside u +3 oksidacionom stanju. B. Gvožđe(III) oksid je amfoteričan. 2.
Opštinska autonomna opšteobrazovna ustanova Glavna opšteobrazovna škola sela Zarubino Ulaznice hemije Nastavnik hemije Somova N.Kh. 2012. ispitne karte iz hemije Teorijski
1. ZAHTJEVI ZA NIVO PRIPREME DIPLOMATA Kao rezultat izučavanja hemije, student mora: poznavati/razumjeti: - hemijsku simboliku: znakove hemijskih elemenata, formule hemikalija i hemijske jednačine
4.1.3 Zadaci klase 11 1. Jedna od važnih karakteristika kovalentne veze je njena dužina. Koje od sljedećih jedinjenja ima najkraću dužinu veze? 1. HF 2. HCl 3. HBr 4. HI 2. Velika količina
HEMIJA, 11. razred 1. opcija, mart 2014. Regionalni dijagnostički rad na HEMIJI OPCIJA 1 A dio Prilikom rješavanja zadataka A1 A9 u obrascu za odgovore 1, ispod broja zadatka koji se izvodi, u kvadratić upisati znak "x",
HEMIJA, 11. razred 1. opcija, mart 2014. Regionalni dijagnostički rad na HEMIJI OPCIJA 1 A dio Prilikom rješavanja zadataka A1 A9 u obrascu za odgovore 1, ispod broja zadatka koji se izvodi, u kvadratić upisati znak "x",
Brzina hemijske reakcije jednaka je promjeni količine tvari u jedinici vremena u jedinici reakcionog prostora. U zavisnosti od vrste kemijske reakcije (homogena ili heterogena), mijenja se priroda reakcionog prostora. Reakcionim prostorom se obično naziva oblast u kojoj je hemijski proces lokalizovan: zapremina (V), površina (S).
Reakcioni prostor homogenih reakcija je zapremina ispunjena reagensima. Budući da se omjer količine tvari i jedinice volumena naziva koncentracija (c), brzina homogene reakcije jednaka je promjeni koncentracije polaznih tvari ili produkta reakcije tijekom vremena. Razlikujte prosječnu i trenutnu brzinu reakcije.
Prosječna brzina reakcije je:
gdje su c2 i c1 koncentracije početnih tvari u trenucima t2 i t1.
Znak minus "-" u ovom izrazu se stavlja pri pronalaženju brzine kroz promjenu koncentracije reagensa (u ovom slučaju Ds< 0, так как со временем концентрации реагентов уменьшаются); концентрации продуктов со временем нарастают, и в этом случае используется знак плюс «+».
Brzina reakcije u datom trenutku ili trenutna (prava) brzina reakcije v jednaka je:
Brzina reakcije u SI ima jedinicu [mol×m-3×s-1], ostale jedinice za količinu [mol×l-1×s-1], [mol×cm-3×s-1], [mol ×cm –3×min-1].
Brzina heterogene hemijske reakcije v naziva se promjena količine reaktanta (Dn) u jedinici vremena (Dt) po jedinici površine odvajanja faza (S) i određuje se formulom:
ili putem izvedenice:
Jedinica za brzinu heterogene reakcije je mol/m2 s.
Primjer 1. Hlor i vodonik su pomešani u posudi. Smjesa je zagrijana. Nakon 5 s koncentracija klorovodika u posudi postala je jednaka 0,05 mol/dm3. Odrediti prosječnu brzinu stvaranja klorovodične kiseline (mol/dm3 s).
Rješenje. Određujemo promjenu koncentracije klorovodika u posudi 5 s nakon početka reakcije:
gdje je c2, c1 - konačna i početna molarna koncentracija HCl.
Dc (HCl) \u003d 0,05 - 0 \u003d 0,05 mol / dm3.
Izračunajte prosječnu brzinu stvaranja hlorovodonika, koristeći jednadžbu (3.1):
Odgovor: 7 \u003d 0,01 mol / dm3 × s.
Primjer 2 U posudi zapremine 3 dm3 odvija se sljedeća reakcija:
C2H2 + 2H2®C2H6.
Početna masa vodonika je 1 g. Nakon 2 s nakon početka reakcije, masa vodonika postaje 0,4 g. Odrediti prosječnu brzinu stvaranja C2H6 (mol / dm "× s).
Rješenje. Masa vodika koja je ušla u reakciju (mpror (H2)) jednaka je razlici između početne mase vodika (mref (H2)) i konačne mase neizreagovanog vodonika (tk (H2)):
tpror (H2) = tis (H2) - mk (H2); tpror (H2) \u003d 1-0,4 \u003d 0,6 g.
Izračunajmo količinu vodonika:
= 0,3 mol.
Određujemo količinu formiranog C2H6:
Prema jednačini: od 2 mola H2 nastaje ® 1 mol C2H6;
Prema uslovu: od 0,3 mola H2 nastaje ® x mol C2H6.
n(S2N6) = 0,15 mol.
Izračunavamo koncentraciju formiranog S2N6:
Nalazimo promjenu koncentracije C2H6:
0,05-0 = 0,05 mol/dm3. Izračunavamo prosječnu brzinu formiranja C2H6 pomoću jednačine (3.1):
Odgovor: \u003d 0,025 mol / dm3 × s.
Faktori koji utiču na brzinu hemijske reakcije . Brzina hemijske reakcije određena je sljedećim glavnim faktorima:
1) priroda reagujućih supstanci (energija aktivacije);
2) koncentracija reagujućih supstanci (zakon dejstva mase);
3) temperatura (van't Hoffovo pravilo);
4) prisustvo katalizatora (aktivaciona energija);
5) pritisak (reakcije sa gasovima);
6) stepen mlevenja (reakcije koje nastaju uz učešće čvrstih materija);
7) vrsta zračenja (vidljivo, UV, IR, rendgensko).
Ovisnost brzine kemijske reakcije od koncentracije izražava se osnovnim zakonom kemijske kinetike - zakonom djelovanja mase.
Zakon glumačkih masa . Godine 1865., profesor N. N. Beketov je po prvi put iznio hipotezu o kvantitativnom odnosu između masa reaktanata i vremena reakcije: "... privlačnost je proporcionalna proizvodu aktivnih masa." Ova hipoteza je potvrđena u zakonu masovne akcije, koji su 1867. ustanovila dva norveška hemičara K. M. Guldberg i P. Waage. Moderna formulacija zakona masovne akcije je sljedeća: pri konstantnoj temperaturi, brzina kemijske reakcije je direktno proporcionalna proizvodu koncentracija reaktanata, uzetih u snagama jednakim stehiometrijskim koeficijentima u jednadžbi reakcije.
Za reakciju aA + bB = mM + nN, kinetička jednadžba zakona djelovanja mase ima oblik:
, (3.5)
gdje je brzina reakcije;
k- koeficijent proporcionalnosti, koji se naziva konstanta brzine hemijske reakcije (at = 1 mol/dm3 k je numerički jednak ); - koncentracija reagensa uključenih u reakciju.
Konstanta brzine hemijske reakcije ne zavisi od koncentracije reaktanata, već je određena prirodom reaktanata i uslovima za odvijanje reakcija (temperatura, prisustvo katalizatora). Za određenu reakciju koja se odvija pod datim uslovima, konstanta brzine je konstantna vrijednost.
Primjer 3 Napišite kinetičku jednadžbu zakona djelovanja mase za reakciju:
2NO (g) + C12 (g) = 2NOCl (g).
Rješenje. Jednačina (3.5) za datu hemijsku reakciju ima sljedeći oblik:
.
Za heterogene kemijske reakcije, jednadžba zakona djelovanja mase uključuje koncentracije samo onih tvari koje se nalaze u plinovitoj ili tečnoj fazi. Koncentracija supstance u čvrstoj fazi je obično konstantna i uključena je u konstantu brzine.
Primjer 4 Napišite kinetičku jednadžbu zakona djelovanja masa za reakcije:
a) 4Fe(t) + 3O2(g) = 2Fe2O3(t);
b) CaCO3 (t) \u003d CaO (t) + CO2 (g).
Rješenje. Jednačina (3.5) za ove reakcije imat će sljedeći oblik:
Budući da je kalcijev karbonat čvrsta tvar, čija se koncentracija ne mijenja u toku reakcije, odnosno u ovom slučaju je brzina reakcije na određenoj temperaturi konstantna.
Primjer 5 Koliko će se puta povećati brzina reakcije oksidacije dušikovog oksida (II) kisikom ako se koncentracije reagensa udvostruče?
Rješenje. Zapisujemo jednačinu reakcije:
2NO + O2= 2NO2.
Označimo početnu i konačnu koncentraciju reagensa kao c1(NO), cl(O2) i c2(NO), c2(O2), redom. Na isti način označavamo početnu i konačnu brzinu reakcije: vt, v2. Zatim, koristeći jednačinu (3.5), dobijamo:
.
Po uslovu c2(NO) = 2c1 (NO), c2(O2) = 2c1(O2).
Nalazimo v2 =k2 ×2cl(O2).
Pronađite koliko će se puta brzina reakcije povećati:
Odgovor: 8 puta.
Uticaj pritiska na brzinu hemijske reakcije je najznačajniji za procese koji uključuju gasove. Kada se pritisak promijeni za n puta, volumen se smanjuje, a koncentracija se povećava n puta, i obrnuto.
Primjer 6 Koliko će se puta povećati brzina hemijske reakcije između gasovitih supstanci koje reaguju prema jednačini A + B \u003d C ako se pritisak u sistemu udvostruči?
Rješenje. Pomoću jednačine (3.5) izražavamo brzinu reakcije prije povećanja tlaka:
.
Kinetička jednačina nakon povećanja pritiska imat će sljedeći oblik:
.
Sa povećanjem pritiska za faktor 2, zapremina mešavine gasa, prema Boyle-Mariotteovom zakonu (pY = const), će se takođe smanjiti za faktor 2. Stoga će se koncentracija tvari povećati za 2 puta.
Dakle, c2(A) = 2c1(A), c2(B) = 2c1(B). Onda
Odredite koliko će se puta brzina reakcije povećati s povećanjem pritiska.
Hemijske reakcije se odvijaju različitim brzinama: malom brzinom - tokom formiranja stalaktita i stalagmita, srednjom brzinom - prilikom kuhanja hrane, trenutno - tijekom eksplozije. Reakcije u vodenim rastvorima su veoma brze.
Određivanje brzine hemijske reakcije, kao i rasvetljavanje njene zavisnosti od uslova procesa, zadatak je hemijske kinetike - nauke o zakonima koji upravljaju tokom hemijskih reakcija u vremenu.
Ako se kemijske reakcije odvijaju u homogenom mediju, na primjer, u otopini ili u plinovitoj fazi, tada dolazi do interakcije tvari koje reagiraju u cijelom volumenu. Takve reakcije se nazivaju homogena.
(v homog) se definira kao promjena količine tvari po jedinici vremena po jedinici volumena:
gdje je Δn promjena broja molova jedne supstance (najčešće početnog, ali može biti i produkt reakcije); Δt - vremenski interval (s, min); V je zapremina gasa ili rastvora (l).
Pošto je odnos količine supstance i zapremine molarna koncentracija C, onda
Dakle, brzina homogene reakcije se definira kao promjena koncentracije jedne od tvari u jedinici vremena:
ako se volumen sistema ne promijeni.
Ako se reakcija dogodi između supstanci u različitim agregacijskim stanjima (na primjer, između čvrste tvari i plina ili tekućine), ili između tvari koje ne mogu formirati homogeni medij (na primjer, između tekućina koje se ne miješaju), tada se odvija samo na dodirnoj površini tvari. Takve reakcije se nazivaju heterogena.
Definira se kao promjena količine tvari u jedinici vremena po jedinici površine.
gdje je S površina kontakta tvari (m 2, cm 2).
Promjena količine tvari kojom se određuje brzina reakcije vanjski je faktor koji promatra istraživač. Zapravo, svi procesi se odvijaju na mikro nivou. Očigledno, da bi neke čestice reagovale, moraju se prije svega sudarati, i to efikasno: ne da se raspršuju kao lopte u različitim smjerovima, već na način da se „stare veze“ u česticama unište ili oslabe i „ nove” mogu formirati.”, a za to čestice moraju imati dovoljno energije.
Izračunati podaci pokazuju da su, na primjer, u plinovima sudari molekula pri atmosferskom pritisku u milijardama u 1 sekundi, odnosno da su sve reakcije trebale proći trenutno. Ali nije. Ispostavilo se da samo vrlo mali dio molekula ima potrebnu energiju da proizvede efikasan sudar.
Minimalni višak energije koji čestica (ili par čestica) mora imati da bi se dogodio efektivni sudar naziva se aktivaciona energija Ea.
Dakle, na putu ulaska svih čestica u reakciju postoji energetska barijera jednaka energiji aktivacije E a . Kada je mali, postoji mnogo čestica koje ga mogu savladati, a brzina reakcije je visoka. U suprotnom, potrebno je "push". Kada donesete šibicu da zapalite špiritnu lampu, dajete dodatnu energiju E a potrebnu za efikasan sudar molekula alkohola sa molekulima kiseonika (prevazilaženje barijere).
Brzina hemijske reakcije zavisi od mnogih faktora. Glavni su: priroda i koncentracija reaktanata, pritisak (u reakcijama koje uključuju plinove), temperatura, djelovanje katalizatora i površina reaktanata u slučaju heterogenih reakcija.
Temperatura
Kako temperatura raste, u većini slučajeva brzina kemijske reakcije značajno raste. U 19. vijeku Holandski hemičar J. X. Van't Hoff formulirao je pravilo:
Povećanje temperature za svakih 10°C dovodi do povećanjabrzina reakcije za 2-4 puta(ova vrijednost se naziva temperaturni koeficijent reakcije).
Sa porastom temperature, prosječna brzina molekula, njihova energija i broj sudara se neznatno povećavaju, ali se udio "aktivnih" molekula koji učestvuju u efektivnim sudarima koji prevladavaju energetsku barijeru reakcije naglo povećava. Matematički, ova zavisnost se izražava relacijom:
gdje su v t 1 i v t 2 brzine reakcije na krajnjoj t 2 i početnoj t 1 temperaturi, respektivno, a γ je temperaturni koeficijent brzine reakcije, koji pokazuje koliko puta se brzina reakcije povećava sa svakim povećanjem od 10 °C temperaturu.
Međutim, da bi se povećala brzina reakcije, podizanje temperature nije uvijek primjenjivo, jer se početni materijali mogu početi raspadati, rastvarači ili same tvari mogu ispariti itd.
Endotermne i egzotermne reakcije
Poznato je da je reakcija metana s atmosferskim kisikom praćena oslobađanjem velike količine topline. Stoga se koristi u svakodnevnom životu za kuhanje, grijanje vode i grijanje. Prirodni plin koji se u domove isporučuje kroz cijevi je 98% metana. Reakcija kalcijum oksida (CaO) s vodom također je praćena oslobađanjem velike količine topline.
Šta ove činjenice mogu reći? Kada se u produktima reakcije formiraju nove hemijske veze, više energije nego što je potrebno za razbijanje hemijskih veza u reaktantima. Višak energije se oslobađa u obliku topline, a ponekad i svjetlosti.
CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O + Q (energija (svjetlost, toplina));
CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + Q (energija (toplota)).
Takve reakcije treba da se odvijaju lako (kao što se kamen lako kotrlja nizbrdo).
Reakcije u kojima se oslobađa energija nazivaju se EXOTHERMIC(od latinskog "exo" - van).
Na primjer, mnoge redoks reakcije su egzotermne. Jedna od ovih prekrasnih reakcija je intramolekularna oksidacija-redukcija koja se odvija unutar iste soli - amonijevog dihromata (NH 4) 2 Cr 2 O 7:
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d N 2 + Cr 2 O 3 + 4 H 2 O + Q (energija).
Druga stvar je reakcija. Oni su slični kotrljanju kamena uzbrdo. Još uvijek nije moguće dobiti metan iz CO 2 i vode, a potrebno je jako zagrijavanje da bi se dobio živi kreč CaO iz kalcijum hidroksida Ca (OH) 2. Takva reakcija se događa samo uz konstantan priliv energije izvana:
Ca (OH) 2 \u003d CaO + H 2 O - Q (energija (toplota))
Ovo sugerira da je za razbijanje hemijskih veza u Ca(OH) 2 potrebno više energije nego što se može osloboditi tokom formiranja novih hemijskih veza u molekulima CaO i H 2 O.
Reakcije u kojima se energija apsorbuje nazivaju se ENDOTHERMIC(od "endo" - unutra).
Koncentracija reaktanata
Promjena tlaka uz sudjelovanje plinovitih tvari u reakciji također dovodi do promjene koncentracije ovih tvari.
Da bi došlo do hemijske interakcije između čestica, one se moraju efikasno sudariti. Što je veća koncentracija reaktanata, to je više sudara i, shodno tome, veća je brzina reakcije. Na primjer, acetilen vrlo brzo sagorijeva u čistom kisiku. Time se razvija temperatura dovoljna da se metal otopi. Na osnovu velike količine eksperimentalnog materijala, 1867. Norvežani K. Guldenberg i P. Waage, a nezavisno od njih 1865. ruski naučnik N. I. Beketov formulisao je osnovni zakon hemijske kinetike, koji utvrđuje zavisnost reakcije. stopa na koncentraciju reagujućih supstanci.
Brzina kemijske reakcije proporcionalna je proizvodu koncentracija reaktanata, uzetih u snagama jednakim njihovim koeficijentima u jednadžbi reakcije.
Ovaj zakon se također naziva zakon masovne akcije.
Za reakciju A + B \u003d D, ovaj zakon će biti izražen na sljedeći način:
Za reakciju 2A + B = D, ovaj zakon se izražava na sljedeći način:
Ovdje su C A, C B koncentracije tvari A i B (mol/l); k 1 i k 2 - koeficijenti proporcionalnosti, koji se nazivaju konstante brzine reakcije.
Fizičko značenje konstante brzine reakcije nije teško ustanoviti - ona je numerički jednaka brzini reakcije u kojoj su koncentracije reaktanata 1 mol/l ili njihov proizvod jednak jedan. U ovom slučaju je jasno da konstanta brzine reakcije ovisi samo o temperaturi i ne ovisi o koncentraciji tvari.
Zakon glumačkih masa ne uzima u obzir koncentraciju reaktanata u čvrstom stanju, jer reaguju na površinama i njihove koncentracije su obično konstantne.
Na primjer, za reakciju sagorijevanja uglja, izraz za brzinu reakcije treba napisati na sljedeći način:
tj. brzina reakcije je samo proporcionalna koncentraciji kisika.
Ako jednačina reakcije opisuje samo ukupnu kemijsku reakciju, koja se odvija u nekoliko faza, tada brzina takve reakcije može na složen način ovisiti o koncentracijama polaznih tvari. Ova zavisnost se utvrđuje eksperimentalno ili teoretski na osnovu predloženog mehanizma reakcije.
Djelovanje katalizatora
Brzinu reakcije moguće je povećati upotrebom posebnih supstanci koje mijenjaju mehanizam reakcije i usmjeravaju ga energetski povoljnijim putem sa manjom energijom aktivacije. Zovu se katalizatori (od latinskog katalysis - uništenje).
Katalizator djeluje kao iskusan vodič, vodeći grupu turista ne kroz visoki prijevoj u planinama (prevazilaženje zahtijeva mnogo truda i vremena i nije dostupno svima), već duž njemu poznatih obilaznih staza, duž kojih možete savladati planinu mnogo lakše i brže.
Istina, na zaobilaznici se ne može stići baš tamo gdje vodi glavni prijevoj. Ali ponekad je to upravo ono što vam treba! Tako rade katalizatori, koji se nazivaju selektivnim. Jasno je da nema potrebe za spaljivanjem amonijaka i dušika, ali dušikov oksid (II) nalazi primjenu u proizvodnji dušične kiseline.
Katalizatori- To su supstance koje učestvuju u hemijskoj reakciji i menjaju njenu brzinu ili smer, ali na kraju reakcije ostaju nepromenjene kvantitativno i kvalitativno.
Promjena brzine kemijske reakcije ili njenog smjera uz pomoć katalizatora naziva se kataliza. Katalizatori se široko koriste u raznim industrijama i transportu (katalizatori koji pretvaraju dušikove okside u izduvnim plinovima automobila u neškodljiv dušik).
Postoje dvije vrste katalize.
homogena kataliza, u kojem su i katalizator i reaktanti u istom agregacijskom stanju (fazi).
heterogena kataliza gdje su katalizator i reaktanti u različitim fazama. Na primjer, razgradnja vodikovog peroksida u prisustvu čvrstog katalizatora mangan (IV) oksida:
Sam katalizator se ne troši kao rezultat reakcije, ali ako se druge tvari adsorbiraju na njegovoj površini (oni se nazivaju katalitički otrovi), tada površina postaje neoperabilna i potrebna je regeneracija katalizatora. Stoga, prije izvođenja katalitičke reakcije, polazni materijali se temeljito pročišćavaju.
Na primjer, u proizvodnji sumporne kiseline kontaktnom metodom koristi se čvrsti katalizator - vanadijev (V) oksid V 2 O 5:
U proizvodnji metanola koristi se čvrsti "cink-hrom" katalizator (8ZnO Cr 2 O 3 x CrO 3):
Biološki katalizatori - enzimi - rade vrlo efikasno. Po hemijskoj prirodi to su proteini. Zahvaljujući njima, složene kemijske reakcije odvijaju se velikom brzinom u živim organizmima na niskim temperaturama.
Poznate su i druge zanimljive supstance - inhibitori (od latinskog inhibere - odlagati). Oni reaguju sa aktivnim česticama velikom brzinom i formiraju neaktivna jedinjenja. Kao rezultat toga, reakcija se naglo usporava, a zatim prestaje. Inhibitori se često posebno dodaju raznim supstancama kako bi se spriječili neželjeni procesi.
Na primjer, otopine vodikovog peroksida stabiliziraju se inhibitorima.
Priroda reaktanata (njihov sastav, struktura)
Značenje aktivaciona energija je faktor kroz koji se utiče na uticaj prirode reagujućih supstanci na brzinu reakcije.
Ako je energija aktivacije niska (< 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.
Ako je energija aktivacije visoka(> 120 kJ/mol), to znači da samo zanemarljiv dio sudara između čestica u interakciji dovodi do reakcije. Brzina takve reakcije je stoga vrlo spora. Na primjer, napredak reakcije sinteze amonijaka na običnoj temperaturi gotovo je nemoguće primijetiti.
Ako energije aktivacije kemijskih reakcija imaju srednje vrijednosti (40120 kJ/mol), tada će brzine takvih reakcija biti prosječne. Takve reakcije uključuju interakciju natrijuma s vodom ili etil alkoholom, dekolorizaciju bromne vode etilenom, interakciju cinka sa hlorovodoničnom kiselinom itd.
Kontaktna površina reaktanata
Brzina reakcija koje se odvijaju na površini tvari, odnosno heterogenih, ovisi, pod jednakim ostalim stvarima, od svojstava ove površine. Poznato je da se kreda u prahu rastvara mnogo brže u hlorovodoničnoj kiselini nego komad krede jednake mase.
Povećanje brzine reakcije prvenstveno je posljedica povećanje kontaktne površine polaznih supstanci, kao i niz drugih razloga, na primjer, kršenje strukture "ispravne" kristalne rešetke. To dovodi do činjenice da su čestice na površini formiranih mikrokristala mnogo reaktivnije od istih čestica na „glatkoj“ površini.
U industriji, za izvođenje heterogenih reakcija, koristi se "fluidizirani sloj" za povećanje kontaktne površine reaktanata, dovod početnih materijala i uklanjanje proizvoda. Na primjer, u proizvodnji sumporne kiseline uz pomoć "fluidiziranog sloja", pirit se prži.
Referentni materijal za polaganje ispita:
periodni sistem
Tabela rastvorljivosti
Zadatak broj 1
Oni dovode do smanjenja brzine reakcije etilena s vodikom.
1) snižavanje temperature
3) upotreba katalizatora
Odgovor: 14
Objašnjenje:
1) snižavanje temperature
Snižavanje temperature usporava brzinu bilo koje reakcije, bilo egzotermne ili endotermne.
2) povećanje koncentracije etilena
Povećanje koncentracije reaktanata uvijek povećava brzinu reakcije
3) upotreba katalizatora
Sve reakcije hidrogenacije organskih jedinjenja su katalitičke; značajno ubrzan u prisustvu katalizatora.
4) smanjenje koncentracije vodonika
Smanjenje koncentracije početnih reagensa uvijek smanjuje brzinu reakcije
5) povećanje pritiska u sistemu
Povećanje pritiska kada je barem jedan od reaktanata plin povećava brzinu reakcije, jer u stvari, ovo je isto kao i povećanje koncentracije ovog reagensa.
Zadatak broj 2
Metanol sa propionskom kiselinom.
1) porast temperature
2) pad pritiska
3) snižavanje temperature
U polje "ODGOVOR" upišite brojeve odabranih tipova reakcija.
Odgovor: 14
Objašnjenje:
1) porast temperature
Kako temperatura raste, brzina bilo koje reakcije se povećava (i egzotermne i endotermne)
2) pad pritiska
To ni na koji način ne utječe na brzinu reakcije, tk. početni reagensi - metanol i propionska kiselina su tečnosti, a pritisak utiče na brzinu samo onih reakcija u kojima je najmanje jedan reagens gas
3) snižavanje temperature
Snižavanje temperature smanjuje brzinu bilo koje reakcije (i egzotermne i endotermne).
4) upotreba jake neorganske kiseline kao katalizatora
Interakcija alkohola sa karboksilnim kiselinama (reakcija esterifikacije) se ubrzava u prisustvu jakih mineralnih (anorganskih) kiselina
5) zračenje ultraljubičastim svjetlom
Reakcija esterifikacije se odvija prema ionskom mehanizmu, a ultraljubičasto svjetlo utiče samo na neke reakcije koje se odvijaju prema mehanizmu slobodnih radikala, na primjer, hloriranje metana.
Zadatak broj 3
Brzina reakcije naprijed
N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + Q
povećava se sa:
1) povećanje koncentracije azota
2) smanjenje koncentracije azota
3) povećanje koncentracije amonijaka
4) smanjenje koncentracije amonijaka
5) porast temperature
U polje "ODGOVOR" upišite brojeve odabranih tipova reakcija.
Odgovor: 15
Zadatak broj 4
Sa predložene liste spoljnih uticaja izaberite dva uticaja od kojih ne zavisi brza reakcija
2C (tv) + CO 2 (g) → 2CO (g)
1) stepen mlevenja uglja
2) temperatura
3) količina uglja
4) Koncentracija CO
5) Koncentracija CO 2
U polje "ODGOVOR" upišite brojeve odabranih tipova reakcija.
Odgovor: 34
Zadatak broj 5
Iz predložene liste vanjskih utjecaja odaberite dva utjecaja pod kojima je brzina reakcije
2CaO (tv) + 3S (tv) → 2CaC 2 (tv) + CO 2 (g)
povećava.
1) povećanje koncentracije CO 2
2) snižavanje temperature
3) povećanje pritiska
4) porast temperature
5) stepen mlevenja CaO
U polje "ODGOVOR" upišite brojeve odabranih tipova reakcija.
Odgovor: 45
Zadatak broj 6
Sa predložene liste spoljnih uticaja izaberite dva uticaja koja ne pružaju uticaj na brzinu reakcije
HCOOCH 3 (l) + H 2 O (l) → HCOOH (l) + CH 3 OH (l).
1) promjena koncentracije HCOOCH 3
2) upotreba katalizatora
3) povećanje pritiska
4) porast temperature
5) promjena koncentracije HCOOH
U polje "ODGOVOR" upišite brojeve odabranih tipova reakcija.
Odgovor: 35
Zadatak broj 7
Iz predložene liste vanjskih utjecaja odaberite dva utjecaja koji dovode do povećanja brzine reakcije
S (tv) + O 2 (g) → SO 2 (g) .
1) povećanje koncentracije sumpor-dioksida
2) povećanje temperature
3) smanjenje koncentracije kiseonika
4) snižavanje temperature
5) povećanje koncentracije kiseonika
U polje "ODGOVOR" upišite brojeve odabranih tipova reakcija.
Odgovor: 25
Zadatak broj 8
Sa predložene liste spoljnih uticaja izaberite dva uticaja koja ne utiču na brzinu reakcije
Na 2 SO 3 (rastvor) + 3HCl (rastvor) → 2NaCl (rastvor) + SO 2 + H 2 O.
1) promjena koncentracije hlorovodonične kiseline
2) promena pritiska
3) promjena temperature
4) promjena koncentracije natrijum sulfita
5) promjena koncentracije natrijum hlorida
U polje "ODGOVOR" upišite brojeve odabranih tipova reakcija.
Odgovor: 25
Zadatak broj 9
Sa predložene liste supstanci izaberite po dva para, reakcija između kojih se odvija najvećom brzinom na sobnoj temperaturi.
1) cink i sumpor
2) rastvori natrijum karbonata i kalijum hlorida
3) kalijum i razrijeđena sumporna kiselina
4) magnezijum i hlorovodonična kiselina
5) bakar i kiseonik
U polje "ODGOVOR" upišite brojeve odabranih tipova reakcija.
Odgovor: 34
Zadatak broj 10
Iz predložene liste vanjskih utjecaja odaberite dva utjecaja koji dovode do povećanja brzine reakcije
CH 4 (g) + 2O 2 (g) → CO 2 (g) + H 2 O (g).
1) povećanje koncentracije kiseonika
2) snižavanje temperature
3) povećanje koncentracije ugljičnog dioksida
4) povećanje koncentracije metana
5) smanjenje pritiska
U polje "ODGOVOR" upišite brojeve odabranih tipova reakcija.
Odgovor: 14
Zadatak broj 11
Iz predložene liste vanjskih utjecaja odaberite dva utjecaja koji dovode do povećanja brzine reakcije
2AgNO 3 (tv) → 2Ag (tv) + O 2 (g) + 2NO 2 (g).
1) snižavanje pritiska u sistemu
2) povećanje pritiska u sistemu
3) povećanje temperature
4) stepen brušenosti srebra
5) stepen mlevenja srebrovog nitrata
U polje "ODGOVOR" upišite brojeve odabranih tipova reakcija.
Odgovor: 35
Zadatak broj 12
Sa predložene liste supstanci izaberite po dva para, reakcija između kojih se odvija najnižom brzinom na sobnoj temperaturi.
1) bakar sulfat (rastvor) i natrijum hidroksid (rastvor)
2) natrijum i voda
3) magnezijum i voda
4) kiseonik i cink
5) sumporna kiselina (rastvor) i kalijum karbonat (rastvor)
U polje "ODGOVOR" upišite brojeve odabranih tipova reakcija.
Odgovor: 34
Zadatak broj 15
Iz predložene liste vanjskih utjecaja odaberite dva utjecaja koji dovode do povećanja brzine reakcije
Fe (tv) + 2H + → Fe 2+ + H 2 (g).
1) povećanje koncentracije jona gvožđa
2) brušenje metalnog gvožđa
3) dodavanje nekoliko komada gvožđa
4) povećanje koncentracije kiseline
5) pad temperature
U polje "ODGOVOR" upišite brojeve odabranih tipova reakcija.
Odgovor: 24
Zadatak broj 16
Sa predložene liste supstanci odaberite dva para, među kojima je brzina reakcije ne zavisi od povećanja površine kontakta reagensa.
1) sumpor i gvožđe
2) silicijum i kiseonik
3) vodonik i kiseonik
4) sumpor dioksid i kiseonik
5) cink i hlorovodonična kiselina
U polje "ODGOVOR" upišite brojeve odabranih tipova reakcija.
Odgovor: 34
Zadatak broj 17
Iz predložene liste vanjskih utjecaja odaberite dva utjecaja koji dovode do povećanja brzine reakcije dušika sa vodonikom.
1) povećanje temperature
2) upotreba inhibitora
3) upotreba katalizatora
4) smanjenje koncentracije amonijaka
5) smanjenje koncentracije vodonika
U polje "ODGOVOR" upišite brojeve odabranih tipova reakcija.
Odgovor: 13
Zadatak broj 18
Sa predložene liste spoljnih uticaja izaberite dva uticaja koja ne vodi na promjenu brzine reakcije
CH 3 COOC 2 H 5 + OH - → CH 3 COO - + C 2 H 5 OH.
1) promjena temperature
2) promjena koncentracije alkohola
3) promjena koncentracije alkalija
4) promjena koncentracije soli
5) promjena koncentracije etra
U polje "ODGOVOR" upišite brojeve odabranih tipova reakcija.
Odgovor: 24
Zadatak #19
Iz predložene liste vanjskih utjecaja odaberite dva utjecaja kod kojih će se brzina reakcije hidrolize estera značajno povećati.
1) povećanje temperature
2) dodavanje alkalija
3) smanjenje koncentracije alkohola
4) smanjenje koncentracije etra
5) povećanje pritiska
U polje "ODGOVOR" upišite brojeve odabranih tipova reakcija.
Odgovor: 12
Zadatak broj 20
Iz predložene liste vanjskih utjecaja odaberite dva utjecaja koji dovode do promjene brzine reakcije između bakra i dušične kiseline.
Hemijske reakcije se odvijaju različitim brzinama. Neki od njih u potpunosti završavaju u malim dijelovima sekunde, drugi u minutama, satima, danima. Osim toga, ista reakcija može teći brzo pod određenim uvjetima, na primjer, na povišenim temperaturama, a sporo pod drugim, na primjer, nakon hlađenja; u ovom slučaju razlika u brzini iste reakcije može biti vrlo velika.
Kada se razmatra brzina reakcije, potrebno je razlikovati reakcije koje se javljaju u homogeni sistem i reakcije koje se dešavaju u heterogeni sistem.
Faza je dio sistema odvojen od njegovih ostalih dijelova interfejsom .
Homogeni sistem se naziva sistem koji se sastoji od jedne faze (ako se reakcija odvija u homogenom sistemu, onda se odvija u celom volumenu ovog sistema):
H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl
Heterogen - sistem koji se sastoji od nekoliko faza (ako se reakcija odvija između supstanci koje formiraju heterogeni sistem, onda se ona može odvijati samo na interfejsu faza koje formiraju sistem):
Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2
Reakcija se odvija samo na površini metala, jer samo ovdje oba reaktanta dolaze u dodir jedan s drugim. U tom smislu, brzina homogene reakcije i brzina heterogene reakcije se različito određuju.
Bilo koji plinoviti sistem, na primjer, mješavina dušika i kisika, može poslužiti kao primjer homogenog sistema. Drugi primjer homogenog sistema je rastvor nekoliko supstanci u jedan rastvarač, na primjer, otopina natrijum hlorida, magnezijum sulfata, azota i kiseonika u vodi. Primeri heterogenih sistema uključuju sledeće sisteme: voda sa ledom, zasićeni rastvor sa sedimentom, ugalj i sumpor u vazduhu. U potonjem slučaju, sistem se sastoji od tri faze: dvije čvrste i jedne gasne.
Brzina homogene reakcije je omjer promjene molarne koncentracije reaktanata ili produkta reakcije u jedinici vremena:
V=∆C⁄∆t=∆n⁄(V∙∆t)
n je količina supstance.
Brzina heterogene reakcije je promjena količine tvari koja ulazi u reakciju ili se formira tijekom reakcije po jedinici vremena po jedinici površine fazne površine:
V=∆n⁄(S∙∆t)
Najvažniji faktori koji utiču na brzinu reakcije su:
1. priroda reaktanata;
2. njihova koncentracija;
3. temperatura;
4. prisustvo katalizatora u sistemu;
5. brzina nekih heterogenih reakcija ovisi i o intenzitetu kretanja tekućine ili plina u blizini površine na kojoj se reakcija odvija, područja kontakta.
Počnimo s najjednostavnijim i najvažnijim:
Ovisnost brzine reakcije o koncentraciji reaktanata.
Neophodan uslov da dođe do hemijske interakcije između čestica početnih supstanci je njihov međusobni sudar. Odnosno, čestice se moraju približiti jedna drugoj kako bi atomi jedne od njih iskusili djelovanje električnih polja koje stvaraju atomi druge. Stoga je brzina reakcije proporcionalna broju sudara kojima molekuli reaktanata prolaze.
Broj sudara je, pak, veći, što je veća koncentracija svake od polaznih supstanci ili što je veći proizvod koncentracija supstanci koje reaguju. Dakle, brzina reakcije je:
je proporcionalan umnošku koncentracije supstance A i koncentracije supstance B. Označavajući koncentracije supstanci A i B sa [A] i [B], možemo napisati^
v =k∙[A]∙ [V]
k - koeficijent proporcionalnosti - konstanta brzine ove reakcije (određena eksperimentalno).
Rezultirajuća relacija izražava zakon masovna akcija za hemijsku reakciju koja se dešava kada se dve čestice sudare: pri konstantnoj temperaturi, brzina hemijske reakcije je direktno proporcionalna proizvodu koncentracija reaktanata. (K. Guldberg i P. Waage 1867. godine G).
Logično je pretpostaviti da ako u reakciji sudjeluju 3 čestice (vjerovatnost istovremenog sudara više od tri čestice je izuzetno mala, jednadžbe koje sadrže više od 3 čestice su lančane reakcije, od kojih se svaka odvija zasebno i ima svoju brzinu) , onda je zakon masovnog djelovanja napisan u skladu s tim:
v \u003d k ∙ [A] 2 ∙ [V]
v \u003d k ∙ [A] ∙ [B] ∙ [N]
Kao što se može vidjeti, u ovom slučaju, koncentracija svakog od reaktanata uključena je u izraz brzine reakcije do stepena jednakog odgovarajućem koeficijentu u jednadžbi reakcije.
Vrijednost konstante brzine k ovisi o prirodi reaktanata, o temperaturi i prisutnosti katalizatora, ali ne ovisi o koncentraciji tvari.
U homogenim reakcijama:
v =k∙3∙
U heterogenoj reakciji, jednadžba brzine reakcije uključuje koncentraciju samo gasovita materija :
2Na (čvrsto) + H 2 (gas) → 2NaH (čvrsto)
U stanju ravnoteže, kada je brzina reakcije naprijed jednaka brzini obrnute reakcije, relacija je ispunjena:
aA + bB+… = zZ+dD+…
K=([A] a ∙ [B] b ...) ⁄ ([D] d ∙ [Z] z …)
Da bi se izrazilo stanje ravnoteže u reakcijama između gasovitih supstanci, često se koriste njihovi parcijalni pritisci:
N 2 (gas) + 3H 2 (gas) → 2NH 3 (gas)
zanimljivo je:
Zavisnost konstante ravnoteže o temperaturi i pritisku. Kao što je spomenuto u članku o termodinamici, konstanta ravnoteže povezana je s Gibbsovom energijom jednadžbom:
Or
Iz ove jednačine se može vidjeti da je konstanta ravnoteže vrlo osjetljiva na povećanje/smanjenje temperature, a gotovo neosjetljiva na promjenu tlaka. Zavisnost konstante ravnoteže o faktorima entropije i entalpije pokazuje njenu zavisnost od prirode reagensa.
Zavisnost konstante ravnoteže od priroda reagensa.
Ova zavisnost se može pokazati jednostavnim eksperimentom:
Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2
Sn + 2HCl \u003d SnCl 2 + H 2
Vodik se intenzivnije oslobađa u 1. reakciji, jer je Zn aktivniji metal od Sn.
Zn + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2
Zn + 2CH 3 COOH \u003d Zn (CH 3 COO) 2 + H 2
Vodik se intenzivnije oslobađa u 1. reakciji, jer je H 2 SO 4 jača kiselina od CH 3 COOH.
Zaključak: što je tvar aktivnija, to aktivnije reagira. U slučaju kiselina, aktivnost je njihova snaga (sposobnost doniranja protona), u slučaju metala mjesto u naponskom nizu.
Ovisnost brzine heterogenih reakcija o intenzitetu kretanja tekućine ili plina u blizini površine na kojoj se reakcija odvija, kontaktne površine.
Ova zavisnost je takođe eksperimentalno dokazana. Ovdje će biti prikazana ovisnost o kontaktnoj površini; zavisnost o brzini gasa ili tečnosti na granici je podložna logici.
4Al (čvrsta) +3O 2 →2Al 2 O 3
4Al (zdrobljen) + 3O 2 → 2Al 2 O 3
Al (zgnječen) intenzivnije reaguje sa kiseonikom (stub plamena, ako hoćete da ponovite - bacite malo srebra u vatru, ali vrlo pažljivo, poštujući sve mere bezbednosti) od Al (čvrsti), čak se i ne pali .
Zaključak: stupanj mljevenja utječe na brzinu reakcije: što je tvar finija, veća je kontaktna površina reaktanata, veća je brzina heterogenih reakcija.
Ovisnost brzine reakcije o temperaturi.
Molekularno-kinetička teorija plinova i tekućina omogućava izračunavanje broja sudara između molekula određenih tvari pod određenim uvjetima. Ako koristimo rezultate ovakvih proračuna, ispada da je broj sudara između molekula tvari u normalnim uvjetima toliko velik da bi sve reakcije trebalo da se odvijaju gotovo trenutno. Međutim, u stvarnosti, sve reakcije ne završavaju brzo. Ova kontradikcija se može objasniti ako pretpostavimo da svaki sudar molekula reagujućih supstanci ne dovodi do stvaranja produkta reakcije. Da bi došlo do reakcije, odnosno stvaranja novih molekula, prvo je potrebno prekinuti ili oslabiti veze između atoma u molekulima polaznih tvari. Za to je potrebna određena količina energije. Ako molekuli u sudaru nemaju tu energiju, tada će sudar biti neefikasan - neće dovesti do stvaranja nove molekule. Ako je kinetička energija sudarajućih molekula dovoljna da oslabi ili prekine veze, tada sudar može dovesti do preuređivanja atoma i stvaranja molekula nove tvari.
Energija koju molekule moraju imati da bi njihov sudar doveo do stvaranja nove tvari naziva se energija aktivacije ove reakcije.
Kako temperatura raste, broj aktivnih molekula raste. Iz toga slijedi da se brzina kemijske reakcije također mora povećati s povećanjem temperature.
Ova zavisnost je izražena van't Hoffovim pravilom: sa povećanjem temperature za svakih 10 ℃ brzina reakcije se povećava 2-4 puta:
V 2 je konačna brzina reakcije, V 1 je početna brzina reakcije; γ (∆t ℃)⁄10 je temperaturni koeficijent koji pokazuje koliko će se puta brzina povećati kada temperatura poraste za 10 ℃ (koeficijent stepena).
zanimljivo je:
Kao što je već spomenuto, da bi sudari molekula bili korisni, oni moraju imati aktivacijsku energiju. Energija aktivacije različitih reakcija je različita. Njegova vrijednost je faktor preko kojeg se utiče na uticaj prirode reagujućih supstanci na brzinu reakcije. Za neke reakcije, energija aktivacije je mala, za druge, naprotiv, velika.
Ako je energija aktivacije vrlo niska (manje od 40 kJ/mol), onda to znači da značajan dio sudara između čestica reaktanata dovodi do reakcije. Brzina takve reakcije je velika. Ako je energija aktivacije reakcije vrlo visoka (više od 120 kJ/mol), onda to znači da samo vrlo mali dio sudara međudjelujućih čestica dovodi do pojave kemijske reakcije. Brzina takve reakcije je vrlo spora. Ako energija aktivacije reakcije nije jako mala i nije jako velika (40-120 kJ/mol), onda se takva reakcija neće odvijati vrlo brzo i ne baš sporo. Brzina takve reakcije može se izmjeriti.
Reakcije koje za svoj tok zahtijevaju primjetnu energiju aktivacije počinju prekidom ili slabljenjem veza između atoma u molekulima polaznih tvari. U tom slučaju tvari prelaze u nestabilno međustanje, koje karakterizira velika količina energije. Ovo stanje se naziva aktivirani kompleks. Za njegovo formiranje potrebna je energija aktivacije. Nestabilan aktivirani kompleks postoji vrlo kratko. Razgrađuje se u produkte reakcije. U najjednostavnijem slučaju, aktivirani kompleks je konfiguracija atoma u kojoj su stare veze oslabljene. Razmotrite reakciju:
Gdje su na početku početni reagensi, zatim aktivirani kompleks, pa produkti reakcije.
Ova energija potrebna za prijelaz tvari u aktivirani kompleks naziva se Gibbsova energija aktivacije. Povezan je sa entropijom i entalpijom aktivacije jednadžbom:
Energija potrebna za prijenos tvari u stanje aktiviranog kompleksa naziva se entalpija aktivacije. H≠ Ali podjednako je važna entropija aktivacije, ona zavisi od broja i orijentacije molekula u trenutku sudara.
Postoje povoljne orijentacije ("a") i one nepovoljne ("b" i "c").
Nivoi energije u sistemu koji reaguje prikazani su na dijagramu ispod. Iz njega se vidi da u interakciju ulaze samo oni molekuli koji imaju potrebnu Gibbsovu energiju aktivacije; najviša tačka je stanje kada su molekule toliko blizu jedna drugoj i njihove strukture su iskrivljene da je moguće stvaranje produkta reakcije:
Dakle, Gibbsova energija aktivacije je energetska barijera koja odvaja reaktante od proizvoda. Potrošeno na aktivaciju molekula zatim se oslobađa kao toplota.
Zavisnost od prisustva katalizatora u sistemu.Kataliza.
Supstance koje se ne troše kao rezultat reakcije, ali utiču na njenu brzinu, nazivaju se katalizatori.
Fenomen promjene brzine reakcije pod djelovanjem takvih tvari naziva se kataliza. Reakcije koje se odvijaju pod dejstvom katalizatora nazivaju se katalitičkim.
U većini slučajeva, učinak katalizatora se objašnjava činjenicom da smanjuje energiju aktivacije reakcije. U prisustvu katalizatora, reakcija se odvija kroz različite međufaze nego bez njega, a ovi su stupnjevi energetski pristupačniji. Drugim riječima, u prisustvu katalizatora nastaju drugi aktivirani kompleksi, a njihovo formiranje zahtijeva manje energije od formiranja aktiviranih kompleksa koji nastaju bez katalizatora. Dakle, energija aktivacije reakcije je smanjena; neki molekuli, čija je energija bila nedovoljna za aktivne sudare, sada se pokazuju aktivnima.
Razlikovati homogenu i heterogenu katalizu.
U slučaju homogene katalize, katalizator i reaktanti čine jednu fazu (gas ili rastvor).
U slučaju heterogene katalize, katalizator je prisutan u sistemu kao nezavisna faza. U heterogenoj katalizi, reakcija se odvija na površini katalizatora, stoga aktivnost katalizatora ovisi o veličini i svojstvima njegove površine. Da bi imao veliku (“razvijenu”) površinu, katalizator mora imati poroznu strukturu ili biti u visoko zgnječenom (visoko dispergovanom) stanju. U praktičnoj primjeni, katalizator se obično nanosi na nosač koji ima poroznu strukturu (plovac, azbest, itd.).
Katalizatori se široko koriste u hemijskoj industriji. Pod uticajem katalizatora, reakcije se mogu ubrzati milione puta ili više. U nekim slučajevima, pod djelovanjem katalizatora, mogu se potaknuti takve reakcije koje se bez njih u datim uvjetima praktično ne odvijaju.
zanimljivo je:
Kao što je već spomenuto, promjena brzine reakcije u prisustvu katalizatora nastaje zbog smanjenja energije aktivacije njegovih pojedinačnih faza. Pogledajmo ovo detaljnije:
(A…B)-aktivirani kompleks.
Neka ova reakcija ima visoku energiju aktivacije i da se odvija vrlo malom brzinom. Neka postoji suština K (katalizator), s kojim lako stupa u interakciju A i formiranje AK :
(A…K)-aktivirani kompleks.
AK lako stupa u interakciju sa B kako bi formirao AB:
AK+B=(AK…B)=AB+K
(AK…B)-aktivirani kompleks.
AK+B=(AK…B)=AB+K
Zbrajanjem ovih jednačina dobijamo:
Sve navedeno je prikazano na grafikonu:
zanimljivo je:
Ponekad ulogu katalizatora igraju slobodni radikali, zbog kojih se reakcija odvija po lančanom mehanizmu (objašnjenje u nastavku). Na primjer reakcija:
Ali ako se vodena para unese u sistem, tada nastaju slobodni radikali. ∙OH i H∙.
∙OH+CO=CO 2 +H∙
H∙+O 2 =∙OH+∙O
CO+∙O=CO2
Dakle, reakcija se odvija mnogo brže.
Lančane reakcije. Lančane reakcije se odvijaju uz sudjelovanje aktivnih centara - atoma, iona ili radikala (fragmenata molekula) koji imaju nesparene elektrone i, kao rezultat, pokazuju vrlo visoku reaktivnost.
Tokom činova interakcije aktivnih centara sa molekulima inicijalnih supstanci, nastaju molekuli produkta reakcije, kao i nove aktivne čestice - novi aktivni centri sposobni za čin interakcije. Dakle, aktivni centri služe kao kreatori lanaca uzastopnih transformacija supstanci.
Primjer lančane reakcije je sinteza klorovodika:
H2 (plin)+ Cl2 (plin)=2HCl
Ova reakcija je uzrokovana djelovanjem svjetlosti. Apsorpcija kvanta energije zračenja λυ molekula hlora dovodi do njegove ekscitacije. Ako energija vibracije premašuje energiju vezivanja između atoma, tada se molekula raspada:
Cl 2 +λυ=2Cl∙
Nastali atomi hlora lako reagiraju s molekulama vodika:
Cl∙+H 2 =HCl+H∙
Atom vodika, zauzvrat, lako reagira s molekulom klora:
H∙+Cl 2 =HCl+Cl∙
Ovaj niz procesa se nastavlja. Drugim riječima, jedan apsorbirani kvant svjetlosti dovodi do stvaranja mnogih molekula HCI. Lanac se može završiti kada se čestice sudare sa stijenkama posude, kao i kada se sudare dvije aktivne čestice i jedna neaktivna, uslijed čega se aktivne čestice spajaju u molekulu, a oslobođena energija se odnosi na neaktivna čestica. U takvim slučajevima dolazi do prekida strujnog kola:
Cl∙+Cl∙=Cl 2
Cl∙+Cl∙+Z=Cl 2 +Z∙
Gdje Z je treća čestica.
Ovo je mehanizam lančane reakcije na ravnolančanu reakciju: sa svakom elementarnom interakcijom, jedan aktivni centar formira, pored molekula produkta reakcije, jedan novi aktivni centar.
Razgranate lančane reakcije uključuju, na primjer, reakciju stvaranja vode iz jednostavnih tvari. Eksperimentalno je utvrđen i proračunima potvrđen sljedeći mehanizam ove reakcije:
H 2 +O 2 \u003d 2 ∙OH
∙OH+H 2 = H 2 O+H∙
H ∙ + O 2 \u003d ∙ OH + O ∙ ∙
O ∙ ∙ +H 2 =∙OH+H∙
Tako važne hemijske reakcije kao što su sagorevanje, eksplozije, procesi oksidacije ugljikovodika (dobivanje alkohola, aldehida, ketona, organskih kiselina) i reakcije polimerizacije odvijaju se kroz lančani mehanizam. Stoga teorija lančanih reakcija služi kao naučna osnova za brojne važne grane inženjeringa i hemijske tehnologije.
Lančani procesi također uključuju nuklearne lančane reakcije koje se javljaju, na primjer, u nuklearnim reaktorima ili tokom eksplozije atomske bombe. Ovdje ulogu aktivne čestice ima neutron, čiji prodor u jezgro atoma može dovesti do njegovog raspada, praćenog oslobađanjem visoke energije i stvaranjem novih slobodnih neutrona koji nastavljaju lanac nuklearnih transformacija.
zanimljivo je:
Brzina reakcije u heterogenim sistemima. Heterogene reakcije su od velikog značaja u tehnologiji.
S obzirom na heterogene reakcije, lako je uočiti da su one usko povezane s procesima prijenosa materije. Zaista, da bi se odvijala reakcija, na primjer, sagorijevanje uglja, potrebno je da se ugljični dioksid koji nastaje tijekom te reakcije neprestano uklanja s površine uglja, a nove količine kisika bi mu se približavale. Oba procesa (povlačenje CO2 sa površine uglja i snabdevanje O2 do njega) izvode se konvekcijom (pomeranjem mase gasa ili tečnosti) i difuzijom.
Dakle, u toku heterogene reakcije mogu se razlikovati najmanje tri faze:
1. Dovod reaktanta na površinu;
2. Kemijska reakcija na površini;
3. Uklanjanje produkta reakcije sa površine.
U stabilnom stanju reakcije, sve tri njene faze se odvijaju jednakom brzinom. Štoviše, u mnogim slučajevima, energija aktivacije reakcije je niska, a druga faza (stvarna kemijska reakcija) mogla bi se odvijati vrlo brzo ako bi se dovod reaktanta na površinu i uklanjanje produkta s nje također brzo odvijali. dosta. Stoga je brzina takvih reakcija određena brzinom prijenosa tvari. Može se očekivati da će s povećanjem konvekcije njihova brzina rasti. Iskustvo potvrđuje ovu pretpostavku. Dakle, reakcija sagorevanja uglja:
C + O 2 \u003d CO 2
hemijska faza koja zahteva malu energiju aktivacije, teče brže, što se kiseonik (ili vazduh) intenzivnije snabdeva ugalj.
Međutim, nije u svim slučajevima brzina heterogene reakcije određena brzinom prijenosa tvari. Odlučujuća faza reakcija, čija je energija aktivacije velika, je druga faza - stvarna hemijska reakcija. Naravno, brzina ovakvih reakcija se neće povećati sa pojačanim mešanjem. Na primjer, oksidacija željeza kisikom iz vlažnog zraka ne ubrzava se s povećanjem dovoda zraka na površinu metala, jer je ovdje energija aktivacije kemijske faze procesa prilično visoka.
Korak koji određuje brzinu reakcije naziva se korak ograničavanja brzine. U prvom primjeru, korak koji ograničava brzinu je prijenos materije, u drugom, stvarna kemijska reakcija.
ireverzibilne i reverzibilne reakcije. hemijska ravnoteža. Promena hemijske ravnoteže. Le Chatelierov princip.
Sve hemijske reakcije se mogu podeliti u dve grupe: ireverzibilne i reverzibilne reakcije. Nepovratne reakcije se odvijaju do kraja - sve dok se jedan od reaktanata potpuno ne potroši. Reverzibilne reakcije se ne odvijaju do kraja: u reverzibilnoj reakciji nijedan od reaktanata se ne troši u potpunosti. Ova razlika je zbog činjenice da se ireverzibilna reakcija može odvijati samo u jednom smjeru. Reverzibilna reakcija može se odvijati i u naprijed i u obrnutom smjeru.
Razmotrimo dva primjera:
1) Interakcija između cinka i koncentrirane dušične kiseline se odvija:
Zn + 4HNO 3 → Zn (NO 3) 2 + NO 2 + 2H 2 O
Uz dovoljnu količinu dušične kiseline, reakcija će se završiti tek kada se sav cink otopi. Osim toga, ako pokušate provesti ovu reakciju u suprotnom smjeru - proći dušikov dioksid kroz otopinu cink nitrata, tada metalni cink i dušična kiselina neće raditi - ova reakcija se ne može odvijati u suprotnom smjeru. Dakle, interakcija cinka s dušičnom kiselinom je ireverzibilna reakcija.
2) Sinteza amonijaka se odvija prema jednačini:
3H 2 +N 2 ↔2NH 3
Ako se jedan mol azota pomeša sa tri mola vodonika, uslovi pogodni za odvijanje reakcije u sistemu, i nakon dovoljno vremena analizira se mešavina gasova, rezultati analize će pokazati da neće samo produkt reakcije (amonijak) biti prisutni u sistemu, ali i početne supstance (azot i vodonik). Ako se sada, pod istim uslovima, kao polazna supstanca ne stavi smeša azot-vodik, već amonijak, tada će se moći utvrditi da se deo amonijaka razlaže na azot i vodonik, a konačni odnos između količina od sve tri supstance biće isti kao u tom slučaju kada se polazi od mešavine azota i vodonika. Dakle, sinteza amonijaka je reverzibilna reakcija.
U jednadžbama reverzibilnih reakcija umjesto znaka jednakosti mogu se koristiti strelice; oni simboliziraju tok reakcije u naprijed iu obrnutom smjeru.
U reverzibilnim reakcijama istovremeno se pojavljuju produkti reakcije i njihova koncentracija se povećava, ali kao rezultat toga počinje se javljati obrnuta reakcija, a njena brzina se postupno povećava. Kada brzine reakcije naprijed i nazad postanu iste, hemijska ravnoteža. Dakle, u posljednjem primjeru uspostavlja se ravnoteža između dušika, vodika i amonijaka.
Hemijska ravnoteža se naziva dinamička ravnoteža. Ovo naglašava da u ravnoteži dolazi i do prednjih i reverznih reakcija, ali su njihove brzine iste, zbog čega se promjene u sistemu ne primjećuju.
Kvantitativna karakteristika hemijske ravnoteže je veličina koja se naziva konstanta hemijske ravnoteže. Pogledajmo reakciju kao primjer:
Sistem je u ravnoteži:
posljedično:
Konstanta ravnoteže ove reakcije.
Pri konstantnoj temperaturi, konstanta ravnoteže reverzibilne reakcije je konstantna vrijednost koja pokazuje omjer između koncentracija produkta reakcije (brojnik) i polaznih materijala (imenik), koji se uspostavlja u ravnoteži.
Jednačina konstante ravnoteže pokazuje da su u ravnotežnim uslovima koncentracije svih supstanci koje učestvuju u reakciji međusobno povezane. Promjena koncentracije bilo koje od ovih supstanci povlači za sobom promjenu koncentracije svih ostalih tvari; kao rezultat, uspostavljaju se nove koncentracije, ali odnos između njih opet odgovara konstanti ravnoteže.
Za izražavanje konstante ravnoteže heterogenih reakcija, kao i izraza zakona djelovanja mase, uključene su koncentracije samo onih tvari koje su u plinovitoj fazi. Na primjer, za reakciju:
konstanta ravnoteže ima oblik:
Vrijednost konstante ravnoteže ovisi o prirodi reaktanata i o temperaturi. Ne zavisi od prisustva katalizatora. Kao što je već spomenuto, konstanta ravnoteže jednaka je omjeru konstanti brzine naprijed i obrnuto. Budući da katalizator mijenja energiju aktivacije i prednje i reverzne reakcije za istu količinu, to ne utječe na omjer njihovih konstanti brzine. Dakle, katalizator ne utiče na vrijednost konstante ravnoteže i stoga ne može ni povećati ni smanjiti prinos reakcije. Može samo ubrzati ili usporiti početak ravnoteže. Ovo se može videti na grafikonu:
Promena hemijske ravnoteže. Le Chatelierov princip. Ako je sistem u stanju ravnoteže, onda će ostati u njemu sve dok vanjski uvjeti ostanu konstantni. Ako se uslovi promene, sistem će izaći iz ravnoteže - brzine direktnog i obrnutog procesa će se promeniti drugačije - reakcija će se nastaviti. Od najveće važnosti su slučajevi neravnoteže zbog promjene koncentracije bilo koje od tvari uključenih u ravnotežu, pritisak ili temperaturu.
Le Chatelierov princip:
Ako se na sistem u ravnoteži izvrši bilo kakav utjecaj, tada će se, kao rezultat procesa koji se odvijaju u njemu, ravnoteža pomjeriti u tom smjeru da će se utjecaj smanjiti.
Zaista, kada jedna od supstanci ( na njega utiče povećanje/smanjenje koncentracije samo gasovite supstance) uključenih u reakciju, ravnoteža se pomiče prema potrošnji ove tvari. Kada pritisak raste, on se pomera tako da se pritisak u sistemu smanjuje; kako temperatura raste, ravnoteža se pomiče prema endotermnoj reakciji - temperatura u sistemu opada (više o tome u nastavku).
Le Chatelierov princip se odnosi ne samo na hemijske, već i na različite fizičko-hemijske ravnoteže. Pomjeranje ravnoteže pri promjeni uvjeta takvih procesa kao što su ključanje, kristalizacija, otapanje događa se u skladu sa Le Chatelierovim principom.
1. Neravnoteža zbog promjene koncentracije bilo koje od tvari uključenih u reakciju.
Neka su vodonik, jodid vodonik i para joda u ravnoteži jedna s drugom na određenoj temperaturi i pritisku. Hajde da unesemo dodatnu količinu vodonika u sistem. Prema zakonu djelovanja mase, povećanje koncentracije vodika povlači za sobom povećanje brzine naprijed reakcije - sinteze HI, dok se brzina obrnute reakcije neće promijeniti. U smjeru naprijed, reakcija će se sada odvijati brže nego u obrnutom smjeru. Kao rezultat toga, koncentracije vodika i para joda će se smanjiti, što će uzrokovati usporavanje naprijed reakcije, a koncentracija HI će se povećati, što će uzrokovati ubrzanje obrnute reakcije. Nakon nekog vremena, stope reakcije naprijed i nazad će ponovo postati jednake - uspostavit će se nova ravnoteža. Međutim, koncentracija HI će sada biti veća nego što je bila prije dodavanja H 2 , a koncentracija H 2 će biti niža.
Proces promjene koncentracija uzrokovan neravnotežom naziva se pomak ili pomak ravnoteže.
Ako u ovom slučaju dođe do povećanja koncentracije supstanci na desnoj strani jednačine, onda kažu da se ravnoteža pomiče udesno, tj. u smjeru toka direktne reakcije; s obrnutom promjenom koncentracija, govore o pomaku ravnoteže ulijevo - u smjeru obrnute reakcije. U ovom primjeru, ravnoteža se pomjerila udesno. U isto vrijeme, tvar (H 2), čije je povećanje koncentracije izazvalo neravnotežu, ušla je u reakciju - njena koncentracija se smanjila.
Dakle, sa povećanjem koncentracije bilo koje supstance koja učestvuje u ravnoteži, ravnoteža se pomera ka potrošnji ove supstance; kada se koncentracija bilo koje od tvari smanji, ravnoteža se pomiče prema stvaranju ove tvari.
2. Neravnoteža zbog promjene pritiska (smanjenjem ili povećanjem zapremine sistema).
Kada su gasovi uključeni u reakciju, ravnoteža može biti poremećena promenom zapremine sistema. Sa povećanjem pritiska kompresijom sistema, ravnoteža se pomera ka smanjenju zapremine gasova, odnosno ka smanjenju pritiska; sa smanjenjem pritiska, ravnoteža se pomera ka povećanju zapremine, tj. u pritisku:
3H 2 +N 2 ↔2NH 3
Sa povećanjem pritiska, reakcija će se pomeriti ka stvaranju amonijaka; kada se pritisak smanji, prema reagensima.
3. Neravnoteža zbog promjene temperature.
Ravnoteža velike većine kemijskih reakcija mijenja se s temperaturom. Faktor koji određuje pravac pomeranja ravnoteže je znak toplotnog efekta reakcije. Može se pokazati da kada temperatura raste, ravnoteža se pomiče u smjeru endotermne reakcije, a kada se smanjuje, pomiče se u smjeru egzotermne reakcije:
To znači da će se povećanjem temperature povećati prinos jodovodonika, a sa smanjenjem će se ravnoteža pomjeriti prema reagensima.
Fizičke metode za stimulaciju hemijskih transformacija.
Na reaktivnost supstanci utiču: svetlost, jonizujuće zračenje, pritisak, mehaničko delovanje, radioliza, fotoliza, laserska fotohemija itd. Njihova suština je stvaranje na različite načine superravnotežnih koncentracija pobuđenih ili nabijenih čestica i radikala čije reakcije s drugim česticama dovode do određenih kemijskih transformacija.