Ћекции.ќрг


ѕоиск:




 атегории:

јстрономи€
Ѕиологи€
√еографи€
ƒругие €зыки
»нтернет
»нформатика
»стори€
 ультура
Ћитература
Ћогика
ћатематика
ћедицина
ћеханика
ќхрана труда
ѕедагогика
ѕолитика
ѕраво
ѕсихологи€
–елиги€
–иторика
—оциологи€
—порт
—троительство
“ехнологи€
“ранспорт
‘изика
‘илософи€
‘инансы
’ими€
Ёкологи€
Ёкономика
Ёлектроника

 

 

 

 


ѕриклад 1.як≥ пон€тт€ ≥ визначенн€ найчаст≥ше використовуютьс€ в х≥м≥чн≥й к≥нетиц≥




јктивований комплекс - групуванн€ частинок, що знаход€тьс€ в процес≥ взаЇмод≥њ (тобто перерозпод≥л звТ€зк≥в). ѕерех≥дний енергетично нест≥йкий стан реагуючих речовин.

јктивн≥ частинки - реакц≥йноздатн≥ частинки (молекули, атоми, радикали), €к≥ волод≥ють енерг≥Їю, достатньою дл€ переходу енергетичного барТЇру ≥ утворенн€ активованого комплексу.

√етерогенн≥ реакц≥њ - реакц≥њ м≥ж речовинами, що знаход€тьс€ в р≥зних фазах. ѕроход€ть на поверхн≥ розд≥лу фаз.

√омогенн≥ реакц≥њ - реакц≥њ м≥ж речовинами в однофазному середовищ≥. ѕроход€ть по всьому обТЇму системи.

√етерол≥тичний розрив звТ€зку - розрив х≥м≥чного звТ€зку з переходом електронноњ пари звТ€зку до б≥льш електронегативного атома, в результат≥ чого утворюютьс€ йони.

√омол≥тичний розрив звТ€зку - розрив х≥м≥чного звТ€зку при €кому кожна частина молекули отримуЇ по одному електрону електронноњ пари звТ€зку. ¬ результат≥ утворюютьс€ радикали.

≤н≥ц≥юванн€ ланцюговоњ реакц≥њ - перша стад≥€ ланцюговоњ реакц≥њ, в результат≥ чого утворюютьс€ радикали.

…онний механ≥зм реакц≥њ - проходженн€ реакц≥њ з пром≥жною участю йон≥в у елементарному акт≥ реакц≥њ.

≤стинна швидк≥сть реакц≥њ - швидк≥сть реакц≥њ в неск≥нченно малий пром≥жок часу.

 атал≥з - зб≥льшенн€ швидкост≥ реакц≥њ, що зумовлене на€вн≥стю в зон≥ реакц≥њ катал≥затора.

 атал≥затор - речовина, що прискорюЇ реакц≥ю, але не витрачаЇтьс€ в процес≥ реакц≥њ.

 онстанта р≥вноваги - в≥дношенн€ добутку р≥вноважних концентрац≥й (активностей) продукт≥в оборотноњ реакц≥њ, вз€тих в степен€х њх стех≥ометричних коеф≥ц≥Їнт≥в до аналог≥чного добутку дл€ вих≥дних речовин ц≥Їњ реакц≥њ.

 онстанта швидкост≥ реакц≥њ - коеф≥ц≥Їнт пропорц≥йност≥ в к≥нетичному р≥вн€нн≥ закону д≥ючих мас.

ћолекул€рн≥сть реакц≥њ - число частинок, що приймають участь у елементарному акт≥ х≥м≥чноњ взаЇмод≥њ.

ћолекул€рний механ≥зм реакц≥њ - проходженн€ реакц≥њ з пром≥жною участю молекул (атом≥в) у елементарному акт≥ реакц≥њ.

Ќеоборотна реакц≥€ - реакц≥€, €ка проходить лише в пр€мому напр€мку в результат≥ €коњ утворюютьс€ продукти, що не взаЇмод≥ють м≥ж собою.

ќборотна реакц≥€ - реакц≥€, що проходить при задан≥й температур≥ в двох протилежних напр€мках з вим≥рюваними швидкост€ми.

ѕор€док реакц≥њ (окремий) - показник степен€ при концентрац≥њ речовин в диференц≥йному к≥нетичному р≥вн€нн≥. —умарний пор€док реакц≥њ - сума пор€дк≥в вс≥х реагент≥в.

–адикал - частинка, що маЇ неспарений електрон ≥ утворилась при гомол≥тичному розрив≥ звТ€зку.

–адикальний механ≥зм реакц≥њ - проходженн€ реакц≥њ з пром≥жною участю радикал≥в в елементарному акт≥ реакц≥њ.

Ўвидк≥сть гетерогенноњ реакц≥њ - к≥льк≥сть речовини, що реагуЇ (утворюЇтьс€) за одиницю часу на одиниц≥ поверхн≥ розд≥лу фаз.

Ўвидк≥сть гомогенноњ реакц≥њ - к≥льк≥сть речовини, що реагуЇ (утворюЇтьс€) за одиницю часу в одиниц≥ реакц≥йного обТЇму.

—орбц≥€ - загальна назва процесу, в €кому проходить поглинанн€ речовини одноњ фази речовиною ≥ншоњ фази.

—ередн€ швидк≥сть реакц≥њ - зм≥на к≥лькост≥ речовини, що приймаЇ участь в реакц≥њ за одиницю часу.

’≥м≥чна к≥нетика - розд≥л х≥м≥њ, що вивчаЇ швидк≥сть х≥м≥чних реакц≥й, залежн≥сть швидкост≥ реакц≥й в≥д р≥зних фактор≥в, а також механ≥зм проходженн€ реакц≥њ.

’≥м≥чна р≥вновага - р≥вновага в х≥м≥чн≥й систем≥, коли при незм≥нних зовн≥шн≥х умовах зд≥йснюЇтьс€ р≥вн≥сть швидкостей пр€мих ≥ обернених х≥м≥чних реакц≥й.

≈нерг≥€ активац≥њ - м≥н≥мальна надлишкова (по в≥дношенню до середньоњ) енерг≥€ реагуючих частинок, достатн€ дл€ зд≥йсненн€ х≥м≥чноњ взаЇмод≥њ.

≈фективне з≥ткненн€ - з≥ткненн€ реагуючих молекул, що приводить до утворенн€ активованого комплексу.

√етерогенна система - система, що складаЇтьс€ з двох, або б≥льшого числа фаз.

√омогенна система - система, що складаЇтьс€ ≥з одн≥Їњ фази.

‘аза - сукупн≥сть однор≥дних частин системи, що в≥дд≥лен≥ в≥д ≥нших частин системи поверхнею розпод≥лу.

—истема (термодинам≥чна) - сукупн≥сть т≥л (речовин), €к≥ ф≥зично (у€вно) в≥дд≥лен≥ в≥д навколишнього середовища.

 

ѕриклад 2. ўо в≥дбуваЇтьс€ з х≥м≥чними звТ€зками п≥д час х≥м≥чних реакц≥й р≥зних систем з точки зору х≥м≥чноњ к≥нетики?

¬≥дпов≥дь:

’≥м≥чн≥ реакц≥њ звод€тьс€ до розриву звТ€зк≥в у вих≥дних речовинах ≥ виникненню нових звТ€зк≥в у продуктах реакц≥њ. ѕри цьому загальне число атом≥в кожного елемента до та п≥сл€ реакц≥њ залишаЇтьс€ пост≥йним. ќск≥льки утворенн€ звТ€зк≥в проходить з вид≥ленн€м, а розрив - з поглинанн€м енерг≥њ, х≥м≥чн≥ реакц≥њ супроводжуютьс€ енергетичним ефектом. ќчевидно, €кщо звТ€зки, €к≥ розриваютьс€ у вих≥дних речовинах менш м≥цн≥, н≥ж т≥, що утворюютьс€ в продуктах реакц≥њ, то енерг≥€ вид≥л€Їтьс€, ≥ навпаки. як правило, енерг≥€ вид≥л€Їтьс€ та поглинаЇтьс€ у форм≥ теплоти.

«≥ швидк≥стю х≥м≥чних реакц≥й звТ€зан≥ у€вленн€ про перетворенн€ речовин, а також економ≥чну ефективн≥сть њх одержанн€ в промислових масштабах. ¬ченн€ про швидк≥сть х≥м≥чних реакц≥й та њх механ≥зм називаЇтьс€ х≥м≥чною к≥нетикою. ƒосл≥дженн€ к≥нетики х≥м≥чних процес≥в маЇ не т≥льки теоретичний, але й практичний ≥нтерес. Ќеобх≥дн≥сть врахуванн€ к≥нетичного фактору при розгл€д≥ х≥м≥чних реакц≥й можна побачити на приклад≥ водню та кисню. Ќезважаючи на те, що реакц≥€:

2 H2(г) + O2(г) = 2 H2O(г)

може проходити самост≥йно, за звичайних умов водень та кисень м≥ж собою не реагують, а њх сум≥ш може збер≥гатис€ будь-€кий час. ѕри на€вност≥ катал≥затора або при нагр≥ванн≥ до 7000— сум≥ш реагуЇ дуже швидко, а ≥нколи нав≥ть з вибухом.

–озгл€даючи питанн€ х≥м≥чноњ к≥нетики, треба розр≥зн€ти гомогенн≥ та гетерогенн≥ реакц≥њ. √омогенною називаЇтьс€ система, що складаЇтьс€ з одн≥Їњ фази, в≥дпов≥дно реакц≥њ, що в н≥й в≥дбуваютьс€ - гомогенн≥.

√етерогенна система - система, що складаЇтьс€ з дек≥лькох фаз, ≥ в≥дпов≥дн≥ реакц≥њ - гетерогенн≥, тобто т≥, що в≥дбуваютьс€ в неоднор≥дному середовищ≥ м≥ж речовинами, €к≥ перебувають у р≥зних фазах (газ та р≥дина, кристал та р≥дина, тощо). якщо гомогенн≥ реакц≥њ в≥дбуваютьс€ у всьому обТЇм≥ системи, то переб≥г гетерогенних реакц≥й можливий лише на поверхн≥ розд≥лу фаз.

‘аза - частина системи в≥дд≥лена в≥д ≥нших поверхнею розд≥лу, при переход≥ через €ку властивост≥ речовини зм≥нюютьс€.

ѕрикладами гомогенних реакц≥й Ї будь-€к≥ газов≥ сум≥ш≥ (вс≥ гази при не дуже великих тисках необмежено розчин€ютьс€), наприклад сум≥ш азоту з киснем (пов≥тр€); розчин дек≥лькох речовин у одному розчиннику, наприклад розчин натр≥й хлориду, магн≥й сульфату, азоту ≥ кисню у вод≥. ” кожному з цих випадк≥в система складаЇтьс€ лише з одн≥Їњ фази: з газовоњ чи р≥дкоњ. √етерогенн≥ системи - вода з льодом, насичений розчин з осадом, тверд≥ частинки вуг≥лл€ ≥ с≥рки в атмосфер≥ пов≥тр€. ” вс≥х цих випадках в систем≥ в на€вност≥ €к м≥н≥мум дв≥ фази.

 

ѕриклад 3. ўо характеризуЇ ≥нтенсивн≥сть х≥м≥чного процесу?

¬≥дпов≥дь:

Ўвидк≥сть х≥м≥чних реакц≥й характеризуЇ ≥нтенсивн≥сть х≥м≥чного процесу, тобто число елементарних акт≥в взаЇмод≥њ або розкладанн€ за одиницю часу в одиниц≥ обТЇму (дл€ гомогенних реакц≥й) або на одиницю поверхн≥ под≥лу фаз (дл€ гетерогенних реакц≥й).

ƒл€ гомогенних процес≥в, що в≥дбуваютьс€ без зм≥ни обТЇму, швидк≥сть х≥м≥чноњ реакц≥њ визначають €к зм≥ну концентрац≥й реагуючих речовин або продукт≥в реакц≥њ за одиницю часу. «м≥на концентрац≥й дор≥внюЇ р≥зниц≥ м≥ж концентрац≥Їю —2, що в≥дпов≥даЇ моменту часу t2, та початковою концентрац≥Їю —1 в момент часу t1. “од≥ середн€ швидк≥сть реакц≥њ дор≥внюЇ:

„им менший пром≥жок часу Dt, тим менша зм≥на концентрац≥й Dс ≥ тим ближче в≥дношенн€ Dс/Dt до ≥стинноњ швидкост≥ х≥м≥чноњ реакц≥њ. “очним математичним виразом ≥стинноњ швидкост≥ реакц≥њ Ї перша пох≥дна в≥д концентрац≥њ за часом, оск≥льки концентрац≥њ речовин у х≥м≥чному процес≥ зм≥нюютьс€ безперервно.

 

t1 t2 час(t) t1 t2 час(t)

 

–исунок 8.1 - «м≥на концентрац≥њ реагуючих речовин (а) та продукт≥в реакц≥њ (б).

ќск≥льки швидк≥сть х≥м≥чних реакц≥й завжди додатна та характеризуЇтьс€ зм≥ною концентрац≥й реагуючих речовин (2<—1), то величина (dc) буде в≥дТЇмна ≥ в≥дношенн€ у формулах треба буде брати з≥ знаком Дм≥нусФ. якщо швидк≥сть реакц≥њ визначають за зм≥ною концентрац≥њ одного з продукт≥в реакц≥њ, то величина (dc) додатна ≥ в≥дношенн€ у формул≥ треба брати з≥ знаком ДплюсФ. ќдиниц€ вим≥рюванн€ швидкост≥ х≥м≥чноњ реакц≥њ - моль/м3´с (гомогенна), моль/м2´с (гетерогенна). ≤стинна швидк≥сть реакц≥њ дор≥внюЇ тангенсу кута нахилу дотичноњ до кривоњ залежност≥ концентрац≥њ в≥д часу (див рис. 8.1) V = tg α. «наченн€ швидкост≥, розрахован≥ за зм≥ною концентрац≥й вих≥дних речовин або продукт≥в реакц≥њ можуть бути р≥зними, €кщо вс≥ коеф≥ц≥Їнти в р≥вн€нн≥ реакц≥њ не дор≥внюють одиниц≥. “ак, швидк≥сть реакц≥њ: H2+I2 = 2HI вим≥р€на за зм≥ною концентрац≥њ ЌI, вдвоЇ б≥льша за швидк≥сть вим≥р€ну за зм≥ною концентрац≥њ водню або йоду. —правд≥, концентрац≥€ HI б≥льша за концентрац≥ю водню в два рази, тому . —л≥д мати на уваз≥, що швидк≥сть реакц≥њ може бути т≥льки додатною: €кщо анал≥зувати швидк≥сть реакц≥њ за зм≥ною концентрац≥њ продукт≥в реакц≥њ, знак Дм≥нусФ у формул≥ не ставл€ть.

 оли говор€ть про зм≥ну концентрац≥њ одн≥Їњ з реагуючих речовин, не маЇ значенн€, €ку з них мають на уваз≥: вс≥ вони звТ€зан≥ м≥ж собою р≥вн€нн€м реакц≥њ, ≥ по зм≥н≥ концентрац≥њ одн≥Їњ речовини можна судити про зм≥ну концентрац≥њ ≥нших речовин. якщо, наприклад, вих≥дна концентрац≥€ одн≥Їњ з реагуючих речовин складала 1 моль/л, а через 4 с в≥д початку реакц≥њ вона стала 0,6 моль/л, тод≥ середн€ швидк≥сть буде р≥вна (1 - 0,6)/4 = 0,1 моль/л´с.

Ќаведемо приклад гомо- та гетерогенних реакц≥й: зливанн€ ≥ перем≥шуванн€ розчин≥в сульфатноњ кислоти та натр≥й т≥осульфату призводить до помутн≥нн€, що Ї насл≥дком по€ви с≥рки, спостер≥гаЇтьс€ по всьому обТЇму розчину:

H2SO4 + Na2S2O3 = Na2SO4 + H2O + SO2↑ + S↓

–озчиненн€ металу в кислот≥ Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 може проходити т≥льки на поверхн≥ под≥лу фаз, що утворюють систему, тобто на поверхн≥ металу, де проходить з≥ткненн€ реагуючих речовин. Ўвидк≥сть х≥м≥чних реакц≥й залежить в≥д природи реагуючих речовин, њх концентрац≥њ, температури, на€вност≥ катал≥затора ≥ де€ких ≥нших зовн≥шн≥х фактор≥в.

 

ѕриклад 4. ¬каж≥ть €к≥ фактори впливають на швидк≥сть реакц≥њ. —формулюйте закон д≥ючих мас.

¬≥дпов≥дь:

Ќеобх≥дною умовою переб≥гу х≥м≥чноњ реакц≥њ м≥ж двома речовинами Ї з≥ткненн€ њхн≥х молекул. Ўвидк≥сть х≥м≥чноњ реакц≥њ залежить в≥д числа таких з≥ткнень в одиниц≥ обТЇму. …мов≥рн≥сть з≥ткненн€ взаЇмод≥ючих молекул дл€ гомогенноњ реакц≥њ пропорц≥йна концентрац≥њ реагуючих речовин. «в≥дс≥л€, на основ≥ багатого експериментального матер≥алу сформульовано основний закон х≥м≥чноњ к≥нетики, що встановлюЇ залежн≥сть швидкост≥ реакц≥њ в≥д концентрац≥њ реагуючих речовин.

Ўвидк≥сть х≥м≥чноњ реакц≥њ пропорц≥йна добутку концентрац≥й реагуючих речовин у степен€х, €к≥ дор≥внюють коеф≥ц≥Їнтам, що сто€ть перед њх формулами у в≥дпов≥дному р≥вн€нн≥ реакц≥њ.

÷€ законом≥рн≥сть маЇ назву закону д≥ючих мас ≥ в≥дкрита рос≥йським вченим ћ. ћ. Ѕекетовим та норвезькими вченими  . √ульдбергом та ѕ. ¬ааге.

ƒл€ взаЇмод≥њ двох молекул, наприклад водню та йоду, H2 + I2 = 2HI закон д≥ючих мас («ƒћ) у математичн≥й форм≥ маЇ вигл€д:

ƒл€ реакц≥њ: 2NO + O2 = 2NO2,

ƒл€ загальноњ реакц≥њ aA + bB = cC + dD швидк≥сть дор≥внюЇ: V= kCAa´CBb = k [A]a´[B]b.

¬еличина k у р≥вн€нн≥ Ї коеф≥ц≥Їнтом пропорц≥йност≥ м≥ж швидк≥стю та концентрац≥Їю ≥ називаЇтьс€ константою швидкост≥ реакц≥њ.

Ќеважко встановити ф≥зичний зм≥ст константи швидкост≥ k: вона чисельно р≥вна швидкост≥ реакц≥њ, €кщо концентрац≥њ в≥дпов≥дних речовин р≥вн≥ одиниц≥, або коли њх добуток р≥вний одиниц≥; константа швидкост≥ при стал≥й температур≥ Ї величина стала ≥ характеризуЇ природу реагуючих речовин, тобто вона залежить в≥д температури але не залежить в≥д концентрац≥њ.

–≥вн€нн€, що звТ€зуЇ швидк≥сть реакц≥њ з концентрац≥Їю реагуючих речовин називаЇтьс€ к≥нетичним р≥вн€нн€м реакц≥њ. якщо досл≥дним шл€хом визначене к≥нетичне р≥вн€нн€ реакц≥њ, тод≥ з його допомогою можна обчислити швидкост≥ при ≥нших концентрац≥€х тих же речовин.

ќсновний закон х≥м≥чноњ к≥нетики не враховуЇ реагуюч≥ речовини, що знаход€тьс€ в твердому стан≥, оск≥льки њх концентрац≥њ пост≥йн≥, ≥ вони реагують лише на поверхн≥.

“ак, наприклад, дл€ реакц≥њ гор≥нн€ вуг≥лл€ —+ќ2 = —ќ2 «ƒћ запишетьс€: тобто швидк≥сть реакц≥њ пропорц≥йна т≥льки концентрац≥њ кисню. ѕост≥йними величинами в гетерогенному процес≥ Ї концентрац≥€ твердоњ фази та площа поверхн≥ твердоњ фази (вуг≥лл€), добуток пост≥йних величин позначений у р≥вн€нн≥ через kТ.

ƒл€ узагальненн€ матер≥алу складемо дан≥ р≥вн€нн€ швидкост≥ реакц≥й:

’≥м≥чне р≥вн€нн€ Cистема  ≥нетичне р≥вн€нн€
H2(г) + I2(г)= 2HI(г) гомогенна V = k[H2]´[I2], де [H2] = - концентрац≥€, моль/л
N2(г) + 3H2(г)= 2NH3 гомогенна V = k[N2]´[H2]3
Fe(т) + 3Cl2(г) = = 2FeCl3) гетерогенна V = k[Cl2]3
S(т) + O2(г) = SO2(г) гетерогенна V = k[O2]

 

—ума показник≥в степен≥в у р≥вн€нн≥ швидкост≥ х≥м≥чноњ реакц≥њ (к≥нетичне р≥вн€нн€) Ї важливою характеристикою механ≥зму процесу ≥ називаЇтьс€ пор€дком х≥м≥чноњ реакц≥њ.

–озр≥зн€ють реакц≥њ першого пор€дку, наприклад:

N2O5 = 2NO2 + 1/2 O2 V = kC

реакц≥њ другого пор€дку, наприклад:

H2 + I2 = 2HI V = kC2; V = kC1C2

реакц≥њ третього пор€дку, наприклад:

2NO + O2 = 2NO2 V = kC3; V = kC12C2

ƒл€ характеристики механ≥зму реакц≥й застосовують пон€тт€ молекул€рност≥ реакц≥њ (вивчають в наступних курсах х≥м≥њ).

ѕ≥двищенн€ температури реагуючих речовин внасл≥док зб≥льшенн€ швидкост≥ молекул зумовлюЇ зростанн€ загальноњ енерг≥њ системи ≥, в≥дпов≥дно, зб≥льшенн€ в≥дносного вм≥сту активних молекул, що р≥внозначно зростанню швидкост≥ х≥м≥чноњ реакц≥њ.

 

ѕриклад 5. яку роль в х≥м≥чних процесах в≥д≥граЇ енерг≥€ активац≥њ.

¬≥дпов≥дь:

”мовою елементарного акту взаЇмод≥њ Ї з≥ткненн€ частинок реагуючих речовин. ѕроте не кожне з≥ткненн€ може спричинити х≥м≥чну взаЇмод≥ю. ’≥м≥чна взаЇмод≥€ передбачаЇ перерозпод≥л електронноњ густини, утворенн€ нових х≥м≥чних звТ€зк≥в ≥ перегрупуванн€ атом≥в. ќтже, кр≥м з≥ткненн€, енерг≥€ реагуючих частинок маЇ бути б≥льшою за енерг≥ю в≥дштовхуванн€ (енергетичний барТЇр) м≥ж њхн≥ми електронними оболонками. ¬насл≥док перерозпод≥лу енерг≥њ частина молекул у систем≥ завжди маЇ певний надлишок енерг≥њ пор≥вн€но з середньою енерг≥Їю молекул. “ому вони можуть подолати х≥м≥чний барТЇр та вступити в х≥м≥чну взаЇмод≥ю. “ак≥ реакц≥йно здатн≥ молекули д≥стали назву активних молекул. –≥зниц€ м≥ж середньою енерг≥Їю системи та енерг≥Їю, необх≥дною дл€ переб≥гу реакц≥њ називаЇтьс€ енерг≥Їю активац≥њ реакц≥њ. ¬она потр≥бна дл€ подоланн€ енергетичного барТЇру.

Ќа€вн≥сть енергетичного барТЇру призводить до того, що багато реакц≥й, €к≥ ц≥лком можуть проходити, самов≥льно не починаютьс€. Ќаприклад, вуг≥лл€, деревина, нафта, €к≥ можуть гор≥ти на пов≥тр≥ за звичайних умов не займаютьс€. ÷е повТ€зано з великою енерг≥Їю активац≥њ реакц≥й окисненн€. ѕ≥двищенн€ температури зб≥льшуЇ к≥льк≥сть активних молекул, ≥ тому дедал≥ б≥льше молекул кисню, вуг≥лл€ деревини та нафти набувають необх≥дного запасу енерг≥њ дл€ початку реакц≥њ. ѕри певн≥й температур≥ швидк≥сть реакц≥њ дос€гаЇ певноњ величини ≥ починаЇтьс€ реакц≥€ гор≥нн€. ќтже, п≥д час х≥м≥чного процесу перех≥д системи вих≥дних речовин з енергетичним станом вих у енергетичний стан продукт≥в реакц≥њ пр зд≥йснюЇтьс€ через енергетичний барТЇр, €кий дор≥внюЇ енерг≥њ активац≥њ системи D≈акт. ѕри цьому тепловий ефект реакц≥њ DЌ = ≈пр - ≈вих (DЌ - тепловий ефект реакц≥њ, ентальп≥€ системи або њњ теплоЇмн≥сть). ѕозитивна величина зм≥ни ентальп≥њ в≥дпов≥даЇ зменшенню ентальп≥њ, або вид≥ленню теплоти системою.

ќтже, залежн≥сть зм≥ни швидкост≥ реакц≥њ з зм≥ною температури по€снюЇ теор≥€ активац≥њ. «г≥дно нењ в х≥м≥чну взаЇмод≥ю вступають т≥льки активн≥ молекули, що волод≥ють енерг≥Їю, достатньою дл€ проходженн€ даноњ реакц≥њ. ќдин ≥з способ≥в активац≥њ - зб≥льшенн€ температури, що приводить до зб≥льшенн€ к≥лькост≥ активних молекул, €к≥ вступають у взаЇмод≥ю.

≈нерг≥€, €ку необх≥дно надати молекулам (частинкам) реагуючих речовин, щоб вони перетворилис€ в активн≥, називаЇтьс€ енерг≥Їю активац≥њ.

ѓњ визначають досл≥дним шл€хом, позначають символом а та виражають в кƒж/моль. “ак, наприклад, дл€ реакц≥њ водню з йодом H2(г) + I2(г) = 2HI(г), ≈а = 167.4 кƒж/моль. ≈нерг≥€ активац≥њ а залежить в≥д природи реагуючих речовин та служить характеристикою кожноњ реакц≥њ.

¬ищезгадан≥ теоретичн≥ м≥ркуванн€ можна по€снити на рис. 8.2.

Ќпоч.
Ќк≥н.  

- активований комплекс

 

а - енерг≥€ активац≥њ пр€моњ реакц≥њ, ≈аТ - енерг≥€ активац≥њ зворотноњ реакц≥њ

Ќпоч Ц енерг≥€ вих≥дного стану (вих≥дн≥ речовини)

Ќк≥н Ц енерг≥€ к≥нцевого стану (продукти реакц≥њ)

 

–исунок 8.2 - «м≥на енерг≥њ активац≥њ реагуючоњ системи.

 

Ќа цьому рисунку зазначено проходженн€ реакц≥њ ј2 + ¬2 = 2ј¬ з точки зору теор≥њ активац≥њ. ¬≥сь ординат характеризуЇ потенц≥альну енерг≥ю системи, в≥сь абсцис - х≥д реакц≥њ: вих≥дний стан → перех≥дний стан → к≥нцевий стан. ўоб реагуюч≥ речовини ј2¬2 утворили продукт реакц≥њ ј¬, вони повинн≥ подолати енергетичний барТЇр (див. рис. 8.2). Ќа це затрачуЇтьс€ енерг≥€ активац≥њ а, на значенн€ €коњ зб≥льшуЇтьс€ енерг≥€ системи. ѕри цьому в ход≥ реакц≥њ з частинок реагуючих речовин утворюЇтьс€ нест≥йкий комплекс, що називаЇтьс€ перех≥дним станом або активованим комплексом (в точц≥ ), наступний розпад €кого приводить до утворенн€ к≥нцевого продукту ј¬. ћехан≥зм реакц≥њ записуЇтьс€ схемою:

якщо при розпад≥ активованого комплексу вид≥л€Їтьс€ енерг≥€ б≥льша, н≥ж необх≥дно дл€ активац≥њ частинок, така реакц≥€ екзотерм≥чна. ѕрикладом ендотерм≥чноњ реакц≥њ може служити зворотн≥й процес - утворенн€ з речовини ј¬ речовин ј2¬2: 2ј¬ = ј2 + ¬2. ¬ цьому випадку процес проходить через також через утворенн€ активованого комплексу, але енерг≥€ активац≥њ б≥льша, н≥ж дл€ першого процесу:
аТ = ≈а + DЌ (DЌ - тепловий ефект реакц≥њ). ƒл€ проходженн€ ендотерм≥чноњ реакц≥њ необх≥дний п≥дв≥д енерг≥њ ззовн≥.

Ўвидк≥сть реакц≥њ безпосередньо залежить в≥д значенн€ енерг≥њ активац≥њ: €кщо вона мала, то за певний пром≥жок часу проходженн€ реакц≥њ енергетичний барТЇр долаЇ б≥льша к≥льк≥сть частинок, ≥ швидк≥сть реакц≥њ висока. якщо енерг≥€ активац≥њ велика, тод≥ реакц≥€ проходить пов≥льно.

ѕри взаЇмод≥њ йон≥в енерг≥€ активац≥њ мала, ≥ йонн≥ реакц≥њ проход€ть з великою швидк≥стю (практично зразу). —аме енерг≥€ активац≥њ затримуЇ або робить неможливими багато реакц≥й, €к≥ можуть в≥дбуватись самов≥льно з погл€ду термодинам≥ки.

якби енерг≥€ активац≥њ була б р≥вна нулю (а = 0), то в природ≥ в≥дбувалос€ б безл≥ч реакц≥й. “ак, вуг≥лл€ ≥ нафта при контакт≥ з пов≥тр€м загор≥лис€ б, азот пов≥тр€ та вода утворили б розчин азотноњ кислоти, жив≥ кл≥тини зруйнувалис€ б внасл≥док г≥дрол≥зу.

ќтже, ≥снуванн€ багатьох молекул кристал≥чних речовин ≥ нав≥ть живих кл≥тин можливе лише тому, що процеси њхнього перетворенн€ та руйнуванн€ повТ€зан≥ з подоланн€м значного енергетичного барТЇру.

 

ѕриклад 6. „омушвидк≥сть реакц≥њ залежить в≥д температури? ¬≥дпов≥дь обірунтуйте.

¬≥дпов≥дь:

ѕ≥двищенн€ температури реагуючих речовин внасл≥док зб≥льшенн€ швидкост≥ молекул зумовлюЇ зростанн€ загальноњ енерг≥њ системи ≥, в≥дпов≥дно, зб≥льшенн€ в≥дносного вм≥сту активних молекул, що р≥внозначно зростанню швидкост≥ х≥м≥чноњ реакц≥њ. ≈кспериментально встановлено, що залежн≥сть швидкост≥ х≥м≥чноњ реакц≥њ в≥д температури можна виразити у вигл€д≥ емп≥ричного правила ¬ант-√оффа: п≥двищенн€ температури на кожн≥ 10 градус≥в зб≥льшуЇ швидк≥сть реакц≥њ в 2-4 рази.

ѕравило Ї наближеним та застосовуЇтьс€ лише дл€ ор≥Їнтовноњ оц≥нки впливу температури на швидк≥сть реакц≥њ. “емпература впливаЇ на швидк≥сть реакц≥њ, зб≥льшуючи константу швидкост≥ (тобто коеф≥ц≥Їнт пропорц≥йност≥); кр≥м того швидк≥сть реакц≥њ залежить в≥д енерг≥њ активац≥њ. ЌагадаЇмо, що константа швидкост≥ (k) залежить в≥д природи реагуючих речовин та в≥д температури, але не залежить в≥д њх концентрац≥њ.

ћатематично правило ¬ант-√офа виражаЇтьс€ наступним чином:

де Vt1, Vt2 - швидкост≥ реакц≥њ в≥дпов≥дно при початков≥й (t1) та к≥нцев≥й (t2) температурах, а g - температурний коеф≥ц≥Їнт швидкост≥ реакц≥њ, що показуЇ в ск≥льки раз≥в зб≥льшуЇтьс€ швидк≥сть реакц≥њ з п≥двищенн€м температури на 100—. (g = 2 - 4).

¬плив температури та енерг≥њ активац≥њ на швидк≥сть реакц≥њ можна виразити за допомогою залежност≥ константи швидкост≥ реакц≥њ k в≥д температури ≥ енерг≥њ активац≥њ D≈акт:

де ј - множник јррен≥уса, пропорц≥йний числу з≥ткнень молекул. якщо концентрац≥њ реагуючих речовин р≥вн≥ 1 моль/л, то р≥вн€нн€ јррен≥уса даЇ змогу виразити залежн≥сть швидкост≥ реакц≥њ в≥д температури:

ќск≥льки в р≥вн€нн≥ температура входить у показник степен€, то швидк≥сть х≥м≥чних реакц≥й значною м≥рою залежить в≥д температури.

 

ѕриклад 7. ќборотн≥ та необоротн≥ реакц≥њ. ’≥м≥чна р≥вновага. ѕринцип Ће - ЎательЇ

¬≥дпов≥дь:

¬с≥ х≥м≥чн≥ реакц≥њ можна розбити на дв≥ групи: оборотн≥ та необоротн≥. –еакц≥њ, що проход€ть т≥льки в одному напр€мку ≥ завершуютьс€ повним перетворенн€м вих≥дних речовин в к≥нцев≥ продукти називаютьс€ необоротними.

ѕрикладом такоњ реакц≥њ може служити розклад кал≥й хлорату (бертолетовоњ сол≥) при нагр≥ванн≥:

2KClO3 = 2KCl + 3O2

¬казана реакц≥€ проходить до к≥нц€, тобто до тих п≥р, поки весь кал≥й хлорат не перетворитьс€ в кал≥й хлорид та кисень. Ќеоборотних реакц≥й не так багато, б≥льш≥сть оборотн≥. ќборотними називають так≥ реакц≥њ, €к≥ одночасно проход€ть у двох протилежних напр€мках, тобто в пр€мому та зворотному.

Ќаприклад синтез ам≥аку з водню та азоту:

3H2 + N2 ↔ 2NH3, DЌ = -46,2 кƒж/моль

” промисловост≥ оборотн≥ реакц≥њ, €к правило, невиг≥дн≥. –≥зними методами (зм≥ною температури, тиску та концентрац≥й вих≥дних речовин) њх перетворюють в практично необоротн≥.

ƒо оборотних реакц≥й належить наприклад взаЇмод≥€ кисню з воднем:

2 + ќ2 ↔ 2Ќ2ќ.

—правд≥, при температур≥ 800 - 15000— кисню з воднем утворюють воду, взаЇмод≥ючи досить бурхливо. ѕри температурах 3000 - 40000— навпаки, вода розкладаЇтьс€ з утворенн€м вих≥дних речовин. ¬заЇмод≥€ йоду з воднем
Ќ2 + I2 ↔ 2HI в≥дбуваЇтьс€ при температур≥ 300 - 4000—. ѕри так≥й сам≥й температур≥ можлива ≥ зворотна реакц≥€ розкладу йодоводню. ¬ наведених прикладах можна визначити швидкост≥ пр€моњ та зворотноњ реакц≥њ. ™ також умови, за €ких одночасно в≥дбуваЇтьс€ пр€ма та зворотна реакц≥њ. ѕроте в≥дом≥ процеси, дл€ €ких визначити швидк≥сть зворотноњ реакц≥њ неможливо, ≥ тому можна лише говорити про оборотн≥сть процесу. Ќеоборотними називають так≥ реакц≥њ при проходженн≥ €ких:

ѕродукт, €кий утворюЇтьс€, виходить з≥ сфери реакц≥њ - випадаЇ осад, вид≥л€Їтьс€ газ, наприклад:

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 ¯ + 2HCl

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 ≠ + H2O

”творюютьс€ малодисоц≥йован≥ сполуки, наприклад вода:

HCl + NaOH = NaCl + H2O

–еакц≥€ супроводитьс€ великим вид≥ленн€м енерг≥њ, наприклад гор≥нн€ магн≥ю:

Mg + 1/2 O2 = MgO, DЌ = -602 кƒж/моль.

” р≥вн€нн€х необоротних реакц≥й м≥ж л≥вою та правою частинами ставитьс€ знак р≥вност≥, або стр≥лка.

 

’≥м≥чна р≥вновага

ќборотн≥ реакц≥њ не доход€ть до к≥нц€, ≥ зак≥нчуютьс€ встановленн€м х≥м≥чноњ р≥вноваги. Ќаприклад, в реакц≥њ синтезу ам≥аку р≥вновага наступаЇ тод≥, коли в одиницю часу утворюЇтьс€ ст≥льки ж молекул ам≥аку, ск≥льки њх розпадаЇтьс€ на азот та водень.

«начить: х≥м≥чну р≥вновагу можна визначити €к такий стан системи реагуючих речовин, при €кому швидкост≥ пр€моњ та оберненоњ реакц≥њ р≥вн≥ м≥ж собою.

¬ стан≥ пр€моњ та оберненоњ реакц≥њ не зупин€ютьс€. “ака р≥вновага називаЇтьс€ динам≥чною ≥ в реагуюч≥й сум≥ш≥ видимих зм≥н не проходить: концентрац≥њ вс≥х речовин - €к вих≥дних так ≥ тих, €к≥ утворюютьс€, залишаютьс€ виключно пост≥йними.  онцентрац≥њ реагуючих речовин, що встановлюютьс€ при х≥м≥чн≥й р≥вноваз≥ називаютьс€ р≥вноважними. ¬они позначаютьс€ формулами реагуючих речовин, вз€тих у квадратн≥ дужки, наприклад: [H2], [N2], [NH3], тод≥ €к нер≥вноважн≥ концентрац≥њ позначаютьс€ так: (рис. 8.3).

р Ц р≥вноважна концентрац≥€ (концентрац≥€ компонент≥в у стан≥ р≥вноваги).

ј Ц зменшенн€ концентрац≥њ вих≥дних речовин.

¬ Ц зб≥льшенн€ концентрац≥њ продукт≥в реакц≥њ.

 

–исунок 8.3 Ц «алежн≥сть концентрац≥њ в≥д часу в стан≥ х≥м≥чноњ р≥вноваги.

 

 ≥льк≥сною характеристикою х≥м≥чноњ р≥вноваги служить величина, €ка називаЇтьс€ константою х≥м≥чноњ р≥вноваги. –озгл€немо њњ на приклад≥:

H2 + I2 ↔ 2HI.

«г≥дно закону д≥ючих мас швидкост≥ пр€моњ та зворотноњ реакц≥й виражаютьс€ р≥вн€нн€ми:

V1 = k1[H2]´[I2]; V2 = k2[HI]2.

ѕри р≥вноваз≥ швидкост≥ пр€моњ та зворотноњ реакц≥й р≥вн≥, зв≥дки:

k1[H2][I2] = k2[HI]2, або k1/k2 = [HI]2/[H2][I2]

¬≥дношенн€ констант швидкост≥ пр€моњ та зворотноњ реакц≥й також Ї константа ≥ називаЇтьс€ константою р≥вноваги даноњ реакц≥њ (K): k1/k2 = K.

” к≥нцевому план≥: k = [HI]2/[H2][I2].

” прав≥й частин≥ цього р≥вн€нн€ знаход€тьс€ т≥ концентрац≥њ взаЇмод≥ючих речовин, €к≥ встановлюютьс€ при р≥вноваз≥ - р≥вноважн≥ концентрац≥њ. Ћ≥ва частина р≥вн€нн€ Ї величиною пост≥йною при пост≥йн≥й температур≥. ћожна сказати, що у загальному випадку дл€ оборотноњ реакц≥њ:

Aa + bB + Е ↔ p P + qQ + Е константа виражаЇтьс€ р≥вн€нн€м:

¬елик≥ букви позначають формули речовин, а маленьк≥ - коеф≥ц≥Їнти у р≥вн€нн€х реакц≥й.

“аким чином, при пост≥йн≥й температур≥ константа р≥вноваги оборотноњ реакц≥њ €вл€Ї собою пост≥йну величину, що показуЇ сп≥вв≥дношенн€ м≥ж концентрац≥€ми продукт≥в реакц≥њ (чисельник) та вих≥дних речовин (знаменник), що встановлюЇтьс€ при р≥вноваз≥.

” випадку гетерогенних реакц≥й у вираз константи р≥вноваги внос€ть концентрац≥њ лише тих речовин, €к≥ знаход€тьс€ в тверд≥й або р≥дк≥й фаз≥.

¬иход€чи з виразу константи р≥вноваги, незалежно в≥д початкових концентрац≥й, р≥вновага в систем≥ встановлюЇтьс€ завжди при тому самому сп≥вв≥дношенн≥ концентрац≥й продукт≥в реакц≥њ та реагуючих речовин. ÷е сп≥вв≥дношенн€ не залежить в≥д того, €к≥ речовини беруть за вих≥дн≥, наприклад: H2 + I2 або HI.

ќтже, константа р≥вноваги залежить не в≥д концентрац≥њ речовин, а в≥д њх природи та температури реакц≥њ. ” вираз константи х≥м≥чноњ р≥вноваги, €к ≥ у вираз константи швидкост≥, концентрац≥њ вход€ть у степен€х, €к≥ р≥вн≥ стех≥ометричним коеф≥ц≥Їнтам у р≥вн€нн≥ реакц≥њ, воно Ї одним ≥з вираз≥в закону д≥ючих мас.

Ќа стан х≥м≥чноњ р≥вноваги впливаЇ концентрац≥€ реагуючих речовин, температура, а дл€ газопод≥бних - ≥ тиск. ѕри зм≥н≥ одного з цих параметр≥в р≥вновага порушуЇтьс€, ≥ концентрац≥€ вс≥х реагуючих речовин зм≥нюЇтьс€ до тих п≥р, поки не встановитьс€ нова р≥вновага, але вже при ≥нших значенн€х р≥вноважних концентрац≥й. ѕод≥бний перех≥д реакц≥йноњ системи в≥д одного стану р≥вноваги до другого називаЇтьс€ зм≥щенн€м (зсувом) х≥м≥чноњ р≥вноваги. якщо при зм≥н≥ умов зб≥льшуЇтьс€ концентрац≥€ к≥нцевих речовин, тод≥ кажуть про зм≥щенн€ р≥вноваги в сторону продукт≥в реакц≥њ. якщо ж зб≥льшуЇтьс€ концентрац≥€ вих≥дних речовин, р≥вновага зм≥щуЇтьс€ в сторону њх утворенн€.

ѕриклад 8. —формулюйте принцип Ће-ЎательЇ. як впливають зовн≥шн≥ фактори на х≥м≥чну р≥вновагу?

¬≥дпов≥дь:

—тан х≥м≥чноњ р≥вноваги за сталих умов може збер≥гатис€ будь-€кий час. ѕроте при зм≥н≥ умов р≥вноваги (температури, тиску, концентрац≥њ) стан р≥вноваги порушуЇтьс€. «м≥на зовн≥шн≥х фактор≥в по р≥зному впливаЇ на швидкост≥ пр€моњ та зворотноњ реакц≥й, тобто швидк≥сть одн≥Їњ буде б≥льша, н≥ж другоњ. ¬насл≥док цього х≥м≥чна р≥вновага зм≥ститьс€ в той чи ≥нший б≥к. „ерез де€кий час в систем≥ знову встановитьс€ р≥вновага, але вже за ≥нших умов.

’арактер зм≥ни р≥вноваги залежно в≥д зовн≥шн≥х фактор≥в можна визначити за принципом Ће-ЎательЇ. ÷ей принцип, в≥дкритий у 1882 р. французьким вченим
Ће-ЎательЇ, формулюЇтьс€ так: €кщо на систему, що перебуваЇ в р≥вноваз≥, под≥€ти зовн≥шн≥м фактором (зм≥ною концентрац≥њ, температури, тиску), то р≥вновага зм≥ститьс€ у напр€мку процесу, €кий зменшить цю д≥ю.

–озгл€немо принцип Ће-ЎательЇ на приклад≥ р≥вноважноњ системи

3H2 + N2 ↔ 2NH3, DЌ = -42,6 кƒж.

якщо до сум≥ш≥ речовин, €к≥ перебувають у стан≥ р≥вноваги, додати певну к≥льк≥сть водню або азоту, то швидк≥сть пр€моњ реакц≥њ зб≥льшитьс€. «б≥льшенн€ швидкост≥ пр€моњ реакц≥њ призведе до зменшенн€ к≥лькост≥ реагуючих речовин (N2 та H2) ≥ зб≥льшенн€ концентрац≥њ NH3. —истема, з одного боку, зреагувала на зовн≥шн≥й вплив. « другого - зб≥льшенн€ концентрац≥њ NH3 призведе до зб≥льшенн€ швидкост≥ зворотноњ реакц≥њ, €ке в≥дбуватиметьс€ доти, поки швидк≥сть зворотноњ реакц≥њ не зр≥вн€Їтьс€ ≥з швидк≥стю пр€моњ реакц≥њ, тобто в систем≥ знову настаЇ стан р≥вноваги, але вже за нових умов, а саме, при вищих швидкост€х реакц≥й.

¬плив тиску на стан р≥вноваги можна проанал≥зувати, розгл€нувши зм≥ну обТЇму речовин в реакц≥њ синтезу ам≥аку. « р≥вн€нн€ реакц≥њ видно, що з чотирьох молекул реагуючих речовин (3H2 + N2) утворюЇтьс€ дв≥ молекули NH3, тобто синтез ам≥аку в≥дбуваЇтьс€ з≥ зменшенн€м обТЇму. ѕ≥двищенн€ тиску дл€ газопод≥бних систем зумовлюЇ пропорц≥йне зменшенн€ обТЇму, що в≥дпов≥даЇ зб≥льшенню концентрац≥й речовин. ќск≥льки в≥дносне зб≥льшенн€ концентрац≥й реагуючих речовин у реакц≥њ синтезу ам≥аку перевершуватиме зб≥льшенн€ концентрац≥й продукт≥в реакц≥њ, то р≥вновага зм≥ститьс€ в б≥к реакц≥њ, €ка призводить до зменшенн€ обТЇму системи.

” реакц≥€х, що в≥дбуваютьс€ без зм≥ни обТЇму або в €ких не беруть участ≥ газопод≥бн≥ речовини, зм≥на тиску не викликаЇ зм≥щенн€ р≥вноваги.

ѕ≥двищенн€ температури зазначеноњ системи спричин€Ї зм≥щенн€ р≥вноваги в б≥к зворотноњ реакц≥њ, оск≥льки розклад ам≥аку призводить до поглинанн€ теплоти.  атал≥затор не впливаЇ на стан р≥вноваги, однаково прискорюючи €к пр€му, так ≥ зворотну реакц≥њ. “обто катал≥затор прискорюЇ встановленн€ р≥вноваги, не впливаючи на р≥вноважн≥ концентрац≥њ речовин.

Ќа основ≥ анал≥зу зазначених приклад≥в можна сформулювати р€д загальних положень, €к≥ випливають ≥з принципу Ће-ЎательЇ, а саме: при п≥двищенн≥ температури р≥вновага системи, що перебуваЇ у стан≥ р≥вноваги, зм≥щуЇтьс€ у напр€мку ендотерм≥чноњ реакц≥њ, а при зниженн≥ - у напр€мку екзотерм≥чноњ.

ѕ≥двищенн€ тиску призводить до зм≥щенн€ р≥вноваги в б≥к утворенн€ тих речовин, €к≥ займають менший обТЇм. якщо обТЇм системи не зм≥нюЇтьс€, то тиск невпливатиме на стан р≥вноваги.

ѕринцип Ће-ЎательЇ справедливий не т≥льки дл€ х≥м≥чних процес≥в, в≥н маЇ загальнонаукове значенн€ ≥ поширюЇтьс€ на вс≥ процеси, що перебувають в стан≥ динам≥чноњ р≥вноваги.

ѕринцип Ће-ЎательЇ маЇ велике практичне значенн€, особливо дл€ х≥м≥чноњ промисловост≥. Ќаприклад, при синтез≥ NH3 п≥двищенн€ температури зменшуЇ вих≥д ам≥аку, тобто дл€ п≥двищенн€ виходу його реакц≥ю треба проводити при низьких температурах. ѕроте стан р≥вноваги при цьому завд€ки дуже мал≥й швидкост≥ встановлюЇтьс€ за такий великий пром≥жок часу, що практичне використанн€ реакц≥њ буде неможливим. “ому синтез NH3 провод€ть при висок≥й температур≥ (450-6000—), а дл€ прискоренн€ р≥вноваги застосовують катал≥затор. ¬ той же час при атмосферному тиску вих≥д ам≥аку становить всього 1%. ѕромислове використанн€ реакц≥њ синтезу ам≥аку стало можливим лише при застосуванн≥ високого тиску, €кий у 300-1000 раз≥в перевищуЇ атмосферний, зм≥щуючи р≥вновагу в б≥к п≥двищенн€ вм≥сту NH3 до 30%. ѕри такому виход≥ процес синтезу ам≥аку стаЇ придатним дл€ промислового використанн€.

 

ѕриклад 9. «аписати вираз р≥вн€нн€ швидкост≥ дл€ пр€моњ реакц≥њ: а) N2(г) + 3H2/г/ = 2NH3/г/;
б ) CaCO3/к/ → CaO/к/ + CO2/г/

¬≥дпов≥дь:

а) V = k[N2]´[H2]3

б) оск≥льки карбонат кальц≥ю тверда речовина ≥ концентрац≥€ його в процес≥ реакц≥њ не зм≥нюЇтьс€, вираз р≥вн€нн€ швидкост≥ матиме вигл€д: V = k, тобто швидк≥сть реакц≥њ за певноњ температури стала.

 

ѕриклад 10. як зм≥нитьс€ швидк≥сть реакц≥њ
2—ќ(г) + ќ2(г) = 2—ќ2(г), €кщо обТЇм, у €кому в≥дбуваЇтьс€ реакц≥€ зб≥льшити в два рази?

¬≥дпов≥дь:

«г≥дно закону д≥ючих мас швидк≥сть V до зм≥ни обТЇму р≥вна:

V = k[CO]2´[O2].

якщо зб≥льшити обТЇм у два рази, то концентрац≥€ кожноњ з реагуючих речовин зменшитьс€ у два рази. ѕри нових концентрац≥€х швидк≥сть пр€моњ реакц≥њ () буде:

VТ = k[1/2CO]2´[1/2O2] = 1/8k[CO]2´[O2].

«начить, швидк≥сть пр€моњ реакц≥њ зменшитьс€ у 8 раз≥в.

 

ѕриклад 11. як зм≥нитьс€ швидк≥сть реакц≥њ
Fe2O3(к) + 3H2(г) =2Fe(к) + 3H2O(г), €кщо початковий тиск в систем≥ зб≥льшити в два рази?

¬≥дпов≥дь:

ƒо зм≥ни тиску в систем≥ швидк≥сть реакц≥њ V = k[H2]3 (в≥д концентрац≥њ твердоњ речовини швидк≥сь реакц≥њ не залежить). ѕри зб≥льшенн≥ тиску у три рази концентрац≥€ реагуючих речовин також зб≥льшитьс€ у три рази. ѕри нових концентрац≥€х швидк≥сь реакц≥њ VТ = k[3H2]3 = 27k[H2]3. Ўвидк≥сть реакц≥њ зросте в 27 раз≥в.

 

ѕриклад 12. як зм≥нитьс€ швидк≥сть пр€моњ реакц≥њ
2—ќ(г) + ќ2(г) = 2—ќ2(г), €кщо тиск зб≥льшити в три рази?

¬≥дпов≥дь:

ѕрипустимо, що в початковий момент до п≥двищенн€ тиску концентрац≥њ реагуючих речовин наступн≥: [—ќ] = а, 2] = b. Ўвидк≥сть реакц≥њ до п≥двищенн€ тиску визначаЇмо зг≥дно закону д≥ючих мас:

V = k´[CO]2´[O2] = ka2b. «г≥дно р≥вн€нн€ ћенделЇЇва- лапейрона п≥двищенн€ тиску в три рази приводить до п≥двищенн€ концентрац≥њ кожного компоненту в три рази.

“аким чином, п≥сл€ п≥двищенн€ тиску концентрац≥њ реагуючих речовин стануть р≥вними: [—ќ] = 3а, [ќ2] = 3b.

Ўвидк≥сть реакц≥њ п≥сл€ п≥двищенн€ тиску

VТ = k[CO]´[O2] = k(3a)23b = 27a2b.

ќтже, при п≥двищенн≥ тиску в три рази швидк≥сть даноњ реакц≥њ зб≥льшитьс€ в 27 раз.

 

ѕриклад 13.  ористуючись р≥вн€нн€м ¬ант - √оффа розрахувати за €кий час зак≥нчитьс€ х≥м≥чна реакц≥€ при 1000—, €кщо при 00— вона зак≥нчилас€ за 10 хв. “емпературний коеф≥ц≥Їнт реакц≥њ р≥вний 3.

¬≥дпов≥дь:

. «≥ зб≥льшенн€м температури на1000— х≥м≥чна реакц≥€ прискоритьс€ в 59000 раз≥в. якщо при 00— вона зак≥нчилас€ за 10 хв. то при 1000— вона зак≥нчитьс€ за 600/59000 = 0,01 с.

 

ѕриклад 14. ” ск≥льки раз≥в зб≥льшитьс€ швидк≥сть реакц≥њ при зб≥льшенн≥ температури з 50 до 900—? “емпературний коеф≥ц≥Їнт реакц≥њ дор≥внюЇ 2,5.

¬≥дпов≥дь:

;

ѕриклад 15. –озрахувати у ск≥льки раз≥в зб≥льшитьс€ швидк≥сть х≥м≥чноњ реакц≥њ, що прот≥каЇ в газов≥й фаз≥, за умови зб≥льшенн€ температури в≥д 30 до 700—. “емпературний коеф≥ц≥Їнт реакц≥њ р≥вний 2.

¬≥дпов≥дь:

«алежн≥сть швидкост≥ реакц≥њ визначаЇтьс€ за правилом ¬ант-√оффа:

; .

ќтже швидк≥сть х≥м≥чноњ реакц≥њ зб≥льшитьс€ в 16 раз≥в.

 

ѕриклад 16. як зм≥нитьс€ швидк≥сть реакц≥њ у газов≥й фаз≥ при зменшенн≥ температури на 300—, €кщо температурний коеф≥ц≥Їнт реакц≥њ р≥вний 3.

¬≥дпов≥дь:

; .

ќтже швидк≥сть х≥м≥чноњ реакц≥њ зменшитьс€ в 27 раз≥в.

 

ѕриклад 17. –еакц≥€ при температур≥ 500— в≥дбуваЇтьс€ за
2 хв. 15 с. за €кий час зак≥нчитьс€ ц€ реакц≥€ при 700—, €кщо в даному температурному ≥нтервал≥ температурний коеф≥ц≥Їнт реакц≥њ р≥вний 3.

 

ƒано: t1 = 50 0C, t2 = 70 0C, Dt1 = 135 c, g = 3
Dt2 =?

¬≥дпов≥дь:

1) «а формулою обчислюЇмо, у ск≥льки раз≥в зб≥льшитьс€ швидк≥сть реакц≥њ при п≥двищенн≥ температури в≥д 500— до 700—:

2) ¬≥дпов≥дно до визначенн€ швидкост≥ , де с(ј) Ц мол€рна концентрац≥€ Ц к≥льк≥сть речовини, що м≥ститьс€ в одиниц≥ обТЇму, моль/м3с.

; .

ќск≥льки при обох температурах t1 та t2 однакова, маЇмо:

3) ¬изначаЇмо час, за €кий в≥дбуваЇтьс€ реакц≥€ при температур≥ 700—:

.

 

ѕриклад 18.  онстанта р≥вноваги гомогенноњ системи CO(г) + H2O(г) = CO2(г) + H2(г) при 8500— дор≥внюЇ 1. –озрахувати р≥вноважн≥ концентрац≥њ вс≥х речовин, €кщо в≥домо, що вих≥дн≥ концентрац≥њ: [CO]вих. = 3 моль/л,
[H2O]вих. = 2 моль/л.

¬≥дпов≥дь:

.

¬ умов≥ задач≥ дано вих≥дн≥ концентрац≥њ, а у вираз константи р≥вноваги вход€ть т≥льки р≥вноважн≥ концентрац≥њ вс≥х речовин. ѕрипустимо, що в момент р≥вноваги [CO2]р≥вн. = x моль/л. „исло моль водню в момент р≥вноваги також буде х моль/л. “од≥ [CO] буде (3-х) моль/л, а [H2O] буде (2-х) моль/л. ѕ≥дставивши ц≥ значенн€ концентрац≥й в р≥вн€нн€ константи р≥вноваги одержимо: ; x2 = 6 - 5x + x2; 5x = 6; x = 1,2 моль/л.

“аким чином концентрац≥њ реагуючих речовин будуть:

[CO2] = 1,2 моль/л

[H2] = 1,2 моль/л

[CO] = 1,8 моль/л

[H2O] = 0,8 моль/л.

 

ѕриклад 19. –еакц≥€ прот≥каЇ за р≥вн€нн€м: N2 + H2 = 2NH3.  онцентрац≥њ реагуючих речовин:

[N2] = 0,8 моль/л

[H2] = 1,5 моль/л

[NH3] = 0,1 моль/л. ќбчислити концентрац≥ю водню та ам≥аку в момент, коли [N2] = 0,5 моль/л.

¬≥дпов≥дь:

 онцентрац≥€ азоту зменшилас€ на 0,8 - 0,5 = 0,3 моль/л. « р≥вн€нн€ видно, що з одного мол€ N2 утворюЇтьс€
2 мол≥ NH3.

« 1 мол€ N2 утворюЇтьс€ 2 мол≥ NH3

« 0,3 мол€ N2 утворюЇтьс€ х моль NH3.

х = 0,6 моль/л.

«начить [NH3] = 0,1 + 0,6 = 0,7 моль/л.

якщо прореагуЇ 1 моль N2 то водню прореагуЇ 3 моль

якщо прореагуЇ 0,3 моль N2 то водню прореагуЇ х моль.

х = 0,9 моль.

 онцентрац≥€ водню зменшитьс€ на 0,9 моль/л. «начить H2 залишитьс€ 1,5 - 0,9 = = 0,6 моль/л.

 

ѕриклад 20. ¬изначити початкову швидк≥сть реакц≥њ з константою швидкост≥ пр€моњ реакц≥њ k в розчин≥, одержаному зм≥шуванн€м 2 л 0,6ћ розчину —Ќ3—ќќЌ ≥ 3 л 1ћ розчину NH4OH.

¬≥дпов≥дь:

–≥вн€нн€ х≥м≥чноњ реакц≥њ наступне:

NH4OH + CH3COOH ↔ NH4CH3COO + H2O.

«г≥дно з законом д≥ючих мас вираз швидкост≥ реакц≥њ

Vпр = k[NH4OH]´[CH3COOH].

ƒл€ визначенн€ швидкост≥ реакц≥њ необх≥дно знати величину концентрац≥њ речовин NH4OH та CH3COOH в момент њх зм≥шуванн€. ƒл€ цього визначимо обТЇм сум≥ш≥ двох розчин≥в:

Vзаг = V1 + V2 = 2 + 3 = 5 л.

«наючи, що у вих≥дному розчин≥ оцтовоњ кислоти м≥ститьс€ 0,6´2 = 1,2 моль, знаходимо њњ концентрац≥ю в сум≥ш≥:

[CH3COOH ] = 1,2моль/5л = 0,24 моль/л.

” вих≥дному розчин≥ г≥дроксиду амон≥ю м≥ститьс€ 1´3 = 3 моль, значить концентрац≥€ його в сум≥ш≥:

[NH4OH] = 3моль/5л = 0,6 моль/л.

¬изначаЇмо початкову швидк≥сть реакц≥њ:

Vпр = k[NH4OH]´[CH3COOH] = k´0,24´0,6 = 0,144k.

 

ѕриклад 21. ѕо€сн≥сть, до €кого типу належать перел≥чен≥ нижче х≥м≥чн≥ реакц≥њ, ≥ по€сн≥ть њх суть: а) взаЇмод≥€ розчину ферум (≤≤≤) хлориду з натр≥й г≥дроксидом; б) розкладанн€ кал≥й хлорату при нагр≥ванн€; в) окисненн€ сульфур (IV) оксиду; г) розкладанн€ кальц≥й карбонату при нагр≥ванн≥; д) взаЇмод≥€ алюм≥н≥ю з с≥ркою. —клад≥ть р≥вн€нн€ цих реакц≥й.

¬≥дпов≥дь:

а) - необоротна обм≥нна реакц≥€;

б) - необоротна окисно-в≥дновна реакц≥€;

в) - оборотна окисно-в≥дновна реакц≥€;

г) - необоротна реакц≥€ розкладу;

д) - необоротна реакц≥€ приЇднанн€.

ѕриклад 22. як≥ умови впливають на швидк≥сть х≥м≥чних реакц≥й? Ќавед≥ть дл€ кожноњ умови один-два додаткових приклади, склад≥ть р≥вн€нн€ реакц≥й ≥ обірунтуйте њх проходженн€.

¬≥дпов≥дь:

1) Ўвидк≥сть х≥м≥чноњ реакц≥њ залежить в≥д природи реагуючих речовин. Ќаприклад, галогени по-р≥зному взаЇмод≥ють з воднем. ¬заЇмод≥€ фтору з воднем супроводжуЇтьс€ вибухом при к≥мнатн≥й температур≥: , а йод реагуЇ ≥з воднем т≥льки при сильному нагр≥ванн≥: .

2) ƒл€ розчин≥в ≥ газ≥в швидк≥сть х≥м≥чноњ реакц≥њ залежить в≥д концентрац≥њ реагуючих речовин. Ќаприклад, швидк≥сть реакц≥њ азоту з воднем: зб≥льшуЇтьс€ з п≥двищенн€м тиску, оск≥льки концентрац≥€ газ≥в пр€мо пропорц≥йна тиску.

3) ƒл€ речовин з твердим агрегатним станом швидк≥сть реакц≥њ залежить в≥д поверхн≥ реагуючих речовин. ѕодр≥бнений цинк скор≥ше взаЇмод≥Ї ≥з сол€ною кислотою:

4) ѕри п≥двищенн≥ температури на кожн≥ 10∞— швидк≥сть реакц≥њ зб≥льшитьс€ в 2 Ц 4 рази. “ак, при к≥мнатн≥й температур≥ зал≥зо не реагуЇ ≥з концентрованою с≥рчаною кислотою, а при нагр≥ванн≥ розчин€Їтьс€ в н≥й:

5) Ўвидк≥сть х≥м≥чноњ реакц≥й залежить в≥д присутност≥ катал≥затор≥в. Ќаприклад, зал≥зо не реагуЇ ≥з сухим хлором, але швидко окислюЇтьс€ хлором в присутност≥ вологи:

ѕриклад 23. јмон≥ак у промисловост≥ одержують з водню та азоту. Ќехай початкову концентрац≥ю водню

[H2]n вз€ли 1,2 моль/л, азоту [N2]n=0,3 моль/л. „ерез де€кий час концентрац≥€ водню знизилас€ до 0,6 моль/л. якою на к≥нець терм≥ну була концентрац≥€ азоту [N2]p?

¬≥дпов≥дь:

ƒано: моль/л моль/л моль/л –озвТ€зок 1) «аписуЇмо р≥вн€нн€ реакц≥й синтезу амон≥аку
«найти: -? 2) ќбчислюЇмо зменшенн€ концентрац≥њ водню внасл≥док реакц≥њ з азотом:

моль/л=0,6 моль/л

3) Ќа основ≥ р≥вн€нн€ реакц≥њ визначають зменшенн€ концентрац≥њ азоту

 

3,0 моль - 1 моль

0,6 моль Ц х

х=0,2 моль

моль/л

4) –≥вноважна концентрац≥€ N2 дор≥внюЇ початков≥й м≥нус знайдене зменшенн€ концентрац≥њ

моль/л

¬≥дпов≥дь: 0,1 моль/л.

ѕриклад 24. як зм≥нитьс€ швидк≥сть реакц≥њ при зменшенн≥ обТЇму реагуючоњ сум≥ш≥ в 4 рази?

ƒано: обТЇми обТЇм –озвТ€зок: 1. ¬≥дзначимо, що зменшенн€ обТЇму системи пропорц≥йне зб≥льшенню концентрац≥њ реагуючих речовин в н≥й. “обто, €кщо , то Ї в 4 рази б≥льшою.  
«найти: -?

2. «аписуЇмо вирази дл€ початковоњ ≥ к≥нцевоњ швидкостей реакц≥њ

3. ќбчислюЇмо в≥дношенн€ цих швидкостей

¬≥дпов≥дь: швидк≥сть зросте в 64 рази.

ѕриклад 25. ¬изначити вих≥дн≥ концентрац≥њ CO ≥ H2O, коли в≥домо, що концентрац≥њ речовин в момент встановленн€ р≥вноваги

дор≥внюють

[CO]p= 0,4моль/л, [H2O]p=0,3моль/л, [CO2]p=1,2моль/л

ƒано: моль/л моль/л моль/л –озвТ€зок: 1. «находимо к≥лькост≥ речовин, що вступили в реакц≥ю в 1л реакц≥йноњ сум≥ш≥ а) на 1 моль —O2 витрачаЇтьс€ 1 моль на 1,2 моль —O2 - ν моль CO.
«найти:

моль

б) на 1 моль —O2 витрачаЇтьс€ 1 моль H2O

на 1,2 моль —O2 - ν моль H2O.

моль H2O

2. ¬их≥дн≥ концентрац≥њ речовин дор≥внюють:

а) моль/л

б) моль/л

¬≥дпов≥дь: моль/л; моль/л.

ѕриклад 26. –≥вноважн≥ концентрац≥њ речовин у реакц≥њ дор≥внюють: моль/л; моль/л; моль/л. ¬изначити константу р≥вноваги.

¬≥дпов≥дь:

1. «аписуЇмо вираз дл€ константи р≥вноваги реакц≥њ:

2. ќбчислюЇмо константу:

¬≥дпов≥дь: .

 

ѕриклад 27. ” ск≥льки раз≥в зросте швидк≥сть х≥м≥чноњ реакц≥њ, €кщо температуру газовоњ сум≥ш≥ п≥двищити в≥д 40∞— до 80∞—. “емпературний коеф≥ц≥Їнт реакц≥њ дор≥внюЇ 4.

 

¬≥дпов≥дь:

ƒано: –озвТ€зок:
  1. «аписуЇмо загальну формулу дл€ розрахунку .
  2. « формули визначаЇмо в≥дношенн€
«найти: -?

¬≥дпов≥дь: у 256 раз≥в.

ѕриклад 28. як вплине на р≥вноважний стан реакц≥њ

1) п≥двищенн€ тиску

2) зменшенн€ концентрац≥њ сульфур (VI) оксиду?

¬≥дпов≥дь:

ѕ≥д час проходженн€ пр€моњ реакц≥њ зменшуЇтьс€ число молекул газопод≥бних речовин:

«г≥дно з принципом Ће ЎательЇ внасл≥док п≥двищенн€ тиску р≥вновага в систем≥ зм≥ститьс€ в б≥к зменшенн€ числа молекул газ≥в, тобто у б≥к зниженн€ тиску Ц утворенн€ газу SO3. «меншенн€ концентрац≥њ SO3 (виведенн€ продукту реакц≥њ ≥з системи) призведе до зм≥щенн€ р≥вноваги у б≥к утворенн€ .

 

ѕриклад 29. ƒано р≥вн€нн€ реакц≥й:

2SO2(г) + 2Ќ2ќ(г) ↔ 3 ќ2(г) + 2Ќ2S(г) - Q

¬ €к≥й б≥к зм≥ститьс€ р≥вновага при п≥двищенн≥:

а) температури; б) тиску?

¬≥дпов≥дь:

ѕри п≥двищенн≥ температури р≥вновага зм≥щаЇтьс€ в сторону ендотерм≥чноњ реакц≥њ , а при п≥двищенн≥ тиску Ц в сторону зменшенн€ загального числа молекул газ≥в.

1)

ѕри п≥двищенн≥ температури р≥вновага зм≥ститьс€ вправо, а при п≥двищенн≥ тиску Ц вл≥во.

2)

ѕри п≥двищенн≥ температури р≥вновага зм≥ститьс€ вл≥во, а при п≥двищенн≥ тиску Ц вправо.

3)

ѕри п≥двищенн≥ температури р≥вновага зм≥ститьс€ вправо, а при п≥двищенн≥ тиску не зм≥нитьс€, оск≥льки загальне число молекул газу в реакц≥њ не зм≥нитьс€.

4)

ѕри п≥двищенн≥ температури р≥вновага зм≥ститьс€ вправо, а при п≥двищенн≥ тиску Ц вл≥во.

 

ѕриклад 30. яку роль в х≥м≥чних процесах в≥д≥грають катал≥затори?

¬≥дпов≥дь:

«б≥льшувати швидк≥сть реакц≥њ можна за допомогою катал≥затор≥в. «астосовувати катал≥затори виг≥дн≥ше, н≥ж п≥двищувати температуру, тим б≥льше, що п≥двищувати њњ не завжди можливо.  атал≥заторами називаютьс€ речовини, €к≥ зм≥нюють швидк≥сть х≥м≥чних реакц≥й. ’≥м≥чн≥ реакц≥њ, €к≥ проход€ть за участю катал≥затор≥в називаютьс€ катал≥тичними.

—ам катал≥затор в процес≥ реакц≥њ к≥льк≥сно та €к≥сно не зм≥нюЇтьс€ (не витрачаЇтьс€ та в продукт реакц≥њ не входить). ќдн≥ катал≥затори прискорюють реакц≥ю - позитивний катал≥з, ≥нш≥ спов≥льнюють - ≥нг≥б≥тори реакц≥њ. ѕрикладом позитивного катал≥зу Ї одержанн€ сульфатноњ кислоти, окисненн€ ам≥аку в азотну кислоту за допомогою платинового катал≥затора. ѕрикладом упов≥льненн€ швидкост≥ х≥м≥чного процесу Ї зменшенн€ швидкост≥ розкладу пероксиду водню в присутност≥ невеликоњ к≥лькост≥ сульфатноњ кислоти.

„исло катал≥затор≥в досить велике, а њх катал≥тична активн≥сть надзвичайно р≥зноман≥тна. ¬она визначаЇтьс€ зм≥ною швидкост≥ реакц≥њ п≥д впливом катал≥затора. ћехан≥зм д≥њ катал≥затор≥в р≥зний. Ќайпоширен≥шою формою д≥њ катал≥затора Ї утворенн€ пром≥жних сполук з реагуючими речовинами. «м≥на швидкост≥ реакц≥њ при цьому по€снюЇтьс€ зменшенн€м енерг≥њ активац≥њ. –озр≥зн€ють два види катал≥зу: гомогенний (однор≥дний) та гетерогенний (неоднор≥дний) катал≥з. ѕри гомогенному катал≥з≥ речовини, що реагують утворюють однофазну систему - газопод≥бну або р≥дку, м≥ж катал≥затором та речовинами, що взаЇмод≥ють в≥дсутн€ поверхн€ под≥лу. Ќаприклад катал≥тичний розклад пероксиду водню в присутност≥ розчину солей (р≥дка фаза), окисненн€ —ќ в газопод≥бн≥й фаз≥ за на€вност≥ пари води €к катал≥затора (газова фаза). ƒобуванн€ с≥рчаноњ кислоти баштовим методом засноване на гомогенн≥й катал≥тичн≥й реакц≥њ
H2SO3 + NO2 = h2so4 + no, €ка може в≥дбуватис€ в газопод≥бн≥й фаз≥.

ѕри гетерогенному катал≥з≥ реагуюч≥ речовини та катал≥затор утворюють систему з р≥зних фаз. ¬ цьому випадку м≥ж катал≥затором ≥ речовинами, €к≥ взаЇмод≥ють Ї поверхн€ розд≥лу, ≥ реакц≥€ проходить на ц≥й поверхн≥, тобто катал≥затор утворюЇ самост≥йну фазу (€к правило тверду), де проход€ть катал≥тичн≥ процеси. ѕрикладом гетерогенного процесу Ї окисненн€ SO2 до SO3 на поверхн≥ V2O5, окисненн€ NH3 в присутност≥ платини (газова/тверда фаза), розклад Ќ2ќ2 в присутност≥ манган (IV) оксиду (р≥дка/тверда фаза).

јктивн≥сть катал≥затора залежить в≥д властивостей його поверхн≥ (розм≥ру, х≥м≥чного складу, б





ѕоделитьс€ с друзь€ми:


ƒата добавлени€: 2015-11-05; ћы поможем в написании ваших работ!; просмотров: 1973 | Ќарушение авторских прав


ѕоиск на сайте:

Ћучшие изречени€:

≈сть только один способ избежать критики: ничего не делайте, ничего не говорите и будьте никем. © јристотель
==> читать все изречени€...

2014 - | 1987 -


© 2015-2024 lektsii.org -  онтакты - ѕоследнее добавление

√ен: 0.319 с.