سینتیک و تعادل در شیمی. سینتیک شیمیایی و تعادل. سینتیک شیمیایی تعادل شیمیایی

سینتیک شیمیایی شاخه ای از شیمی است که سرعت واکنش های شیمیایی را مطالعه می کند. واکنش های شیمیایی می تواند در یک فاز همگن (همگن) رخ دهد: HCl + Na. OH = Na. Cl + H 2 O و در مرز فاز (ناهمگن): Zn + 2 HCl = H 2 + Zn. Cl2

سرعت یک واکنش ناهمگن تغییر در مقدار ماده وارد شده به یک واکنش (یا تشکیل شده در نتیجه آن) در واحد زمان در واحد سطح مشترک است: Vheter = ± ∆n / (∆ S) (1)

سرعت یک واکنش همگن تغییر در مقدار ماده ای است که وارد واکنش می شود (یا در نتیجه آن تشکیل می شود) در واحد زمان در واحد حجم سیستم: Vhom. = ± ∆n / (∆ V) (2) زیرا C = ∆n/V (غلظت C-مولاری)، سپس Vgom. = ± ∆С / ∆ (3)

1. وابستگی سرعت واکنش به ماهیت مواد واکنش دهنده مواد دارای پیوندهای قطبی یونی و کووالانسی در محلول های آبی با سرعت های بالا. این به دلیل تجزیه آنها به یون است که به راحتی با یکدیگر واکنش نشان می دهند. KCl + Ag. NO 3 Ag. Cl+Na. NO 3 Ag+ + Cl- Ag. Cl

مواد با پیوندهای کووالانسی غیر قطبی و کم قطبی با V های مختلف برهمکنش می کنند. همه اینها به فعالیت شیمیایی آنها بستگی دارد. به عنوان مثال، واکنش بین H 2 و F 2 بسیار سریع (با انفجار) در آن رخ می دهد دمای اتاقو واکنش بین H 2 و Br 2 به آرامی هنگام گرم شدن رخ می دهد: H 2 + F 2 2 HF H 2 + Br 2 2 HBr

2. تأثیر غلظت مواد واکنش دهنده تعامل بین مولکول ها در هنگام برخورد متقابل امکان پذیر است، زمانی که اتم های یک مولکول در حوزه عمل میدان های الکتریکی ایجاد شده توسط اتم های مولکول دیگر قرار می گیرند. در این شرایط است که انتقال الکترون رخ می دهد و در نتیجه مولکول های جدید تشکیل می شود. هر برخوردی منجر به یک تعامل نمی شود، اما بخش کوچکی از آنها نتیجه می دهند.

هر چه تعداد برخوردها بیشتر باشد، یعنی غلظت مواد شروع کننده بیشتر باشد، قانون عمل جرم V بالاتر است (قانون K. Guldberg و P. Waage): در دمای ثابت، سرعت یک واکنش شیمیایی مستقیماً است. متناسب با حاصلضرب غلظت مواد واکنش دهنده در توان برابر با ضرایب استوکیومتری آنها در معادله واکنش.

برای واکنش 2 A + B C، معادله جنبشی طبق قانون عمل جرم به شکل: V = k C A 2 CB، که در آن CA و CB به ترتیب غلظت مواد A و B هستند. k ثابت سرعت واکنش است. ثابت سرعت به ماهیت واکنش دهنده ها، دما و وجود کاتالیزور بستگی دارد، اما به غلظت آنها بستگی ندارد.

از نظر عددی برابر است با سرعت واکنش شیمیایی در شرایطی که غلظت هر یک از مواد اولیه 1 مول در لیتر باشد. قانون عمل جرم برای واکنش های ساده معتبر است. اگر یک واکنش از طریق تعدادی از مراحل متوالی یا موازی انجام شود، قانون برای هر یک از آنها به طور جداگانه اعمال می شود، اما در مورد واکنش به عنوان یک کل نیست.

غلظت جامدات در معادله جنبشی واکنش گنجانده نشده است. برای واکنش ناهمگن WO 3 (tv) + 3 H 2 (g) W(tv) + 3 H 2 O (g)، معادله جنبشی شکل 3 دارد: V = k CH 2

در سینتیک شیمیایی، واکنش ها بر اساس دو پارامتر طبقه بندی می شوند: مولکولی و ترتیب واکنش. مولکولی بودن یک واکنش با تعداد مولکول هایی که برهمکنش همزمان آنها منجر به تبدیل شیمیایی می شود تعیین می شود. بر اساس این معیار، واکنش ها به تک، دو و سه مولکولی تقسیم می شوند. احتمال برخورد همزمان سه مولکول بسیار کم است.

چنین واکنش هایی به روش پیچیده تری - از طریق مراحل متوالی یا موازی - پیش می روند. واکنش تک مولکولی: I 2 2 I، V = k CI 2 واکنش دو مولکولی: H 2 + I 2 2 HI V = k CI 2 CH 2 یا 2 HI H 2 + I 2 V = k CHI 2 واکنش های سه مولکولی: 2 NO +O 2 2 NO 2 V = k CNO 2 CO 2

ترتیب کلی یک واکنش مجموع توان ها در معادله جنبشی است. ترتیب یک واکنش شیمیایی برای یک جزء معین، عددی برابر با درجه ای است که غلظت ماده وارد معادله جنبشی می شود. به عنوان مثال، واکنش: الف. A + b. در روستا C +d. D، V = k C A a CBb. ترتیب کلی واکنش n = a + b، ترتیب در جزء A a و در جزء B – b است.

واکنش ها به واکنش های مرتبه اول، دوم و سوم تقسیم می شوند. برای واکنش های ساده، ترتیب واکنش و مولکولی یکسان است. برای فرآیندهای چند مرحله ای، آنها یکسان نیستند. سرعت کل فرآیند با کمترین سرعتی که یکی از مراحل فرآیند در آن اتفاق می افتد تعیین می شود. معادله جنبشی فقط برای این مرحله نوشته شده است.

3. تأثیر دما بر سرعت واکنش. قانون Van't Hoff: وقتی دما 10 درجه سانتیگراد افزایش می یابد، سرعت یک واکنش شیمیایی 2-4 برابر افزایش می یابد. - ضریب دما، نشان می دهد که با تغییر t 10 C، Vt 1 و Vt 2 چند بار V تغییر می کند - سرعت واکنش در دماهای t 1 و t 2.

با افزایش t، تعداد برخوردهای مولکولی افزایش می یابد. با این حال، طبق محاسبات، تعداد کل برخورد مولکول ها با افزایش دما 10 برابر تنها 1.6 برابر افزایش می یابد، در حالی که تعداد مولکول های واکنش داده شده 200 - 400٪ افزایش می یابد. S. Arrhenius پیشنهاد کرد که دلیل آن افزایش تعداد مولکول های فعال است، یعنی مولکول هایی که برخورد آنها منجر به تشکیل یک محصول می شود.

انرژی فعال سازی (Ea) انرژی است که مولکول ها برای برخورد موثر باید داشته باشند. R - ثابت گاز جهانی (8.31 J/(mol*K)، دمای T (K)، ثابت سرعت واکنش k.

مسیر واکنش E Ea AB C H هر چه Ea بیشتر باشد، V کمتر است. و بالعکس.

در طی واکنش، پیوندهای بین اتم ها در مولکول های مواد اولیه شکسته یا ضعیف می شوند. در این مورد، یک ترکیب میانی ناپایدار تشکیل می شود - یک مجتمع فعال شده، که منبع زیادی انرژی دارد. هنگامی که تجزیه می شود، محصولات واکنش تشکیل می شود. تفاوت بین انرژی کمپلکس فعال شده و انرژی متوسط مولکول های اصلی، انرژی فعال سازی است.

4. تأثیر یک کاتالیزور بر سرعت یک واکنش شیمیایی کاتالیزورها موادی هستند که سرعت یک واکنش را تغییر می دهند، اما در پایان فرآیند خود آنها هم از نظر ترکیب و هم از نظر جرم بدون تغییر باقی می مانند. پدیده تغییر سرعت واکنش در حضور کاتالیزورها را کاتالیز می گویند. کاتالیز می تواند مثبت و منفی، همگن و ناهمگن باشد.

ماهیت کاتالیز این است که کاتالیزور (کاتالیزور مثبت)، با تشکیل یک ترکیب میانی با معرف، انرژی فعال سازی واکنش را کاهش می دهد. A + B = AB A + K = AK AK + B = AB + K با کاتالیز منفی (بازداری)، انرژی فعال سازی افزایش می یابد.

مسیر واکنش Ea و Ea AB CH فعالیت کاتالیزور به ماهیت آن و همچنین به اندازه و خواص سطح آن (متخلخل یا بسیار پراکنده) بستگی دارد.

تعادل شیمیایی اکثر فرآیندهای شیمیایی برگشت پذیر هستند. برای حالت کلی می توانیم a بنویسیم. A+b. قبل از میلاد مسیح. C+d. D سرعت واکنش رو به جلو دارای عبارت V 1 = k 1[A]a[B]b است. با کاهش غلظت معرف ها، کاهش می یابد. تجمع محصولات واکنش شرایطی را برای وقوع ایجاد می کند روند معکوس، سرعت آن V 2 = k 2[C]c[D]d افزایش می یابد.

بعد از مدتی سرعت ها برابر می شوند. حالتی از سیستم که در آن سرعت واکنش های رو به جلو و معکوس برابر است، تعادل شیمیایی نامیده می شود. غلظت واکنش دهنده ها و محصولات مربوط به حالت تعادل غلظت تعادل نامیده می شود.

قانون عمل جرم برای XR: نسبت محصولات غلظت تعادلی مواد در سمت چپ و راست معادله، به توان ضرایب استوکیومتری آنها، نشان دهنده یک مقدار ثابت است، صرف نظر از شرایطی که در آن واکنش انجام می شود. در صورت ثابت ماندن دما رخ می دهد.

عمل مختلف عوامل خارجیمنجر به تغییر در تعادل شیمیایی می شود. اصل لو شاتلیه: نفوذ خارجیدر یک سیستم در حالت تعادل، منجر به تغییر در تعادل در جهتی می شود که در آن اثر ضربه تولید شده ضعیف می شود.

دما - افزایش آن واکنش های رو به جلو و معکوس را به درجات مختلف تسریع می کند. فرآیند گرماگیر بیشتر شتاب می گیرد، بنابراین افزایش دما به تغییر تعادل به سمت واکنش گرماگیر کمک می کند. فشار (برای واکنش در فاز گاز). اگر واکنش با افزایش تعداد مول های گاز اتفاق بیفتد، کاهش فشار، تعادل را به سمت راست تغییر می دهد.

تمرکز. با افزایش غلظت یکی از واکنش دهنده ها، تعادل به سمت راست تغییر می کند، هنگامی که یکی از محصولات تبدیل به مخلوط واکنش اضافه می شود، تعادل به سمت چپ تغییر می کند. استفاده از کاتالیزورها تعادل را تغییر نمی‌دهد، زیرا سرعت واکنش‌های رو به جلو و معکوس را تسریع می‌کند (کاهش می‌دهد)، اما به برقراری سریع‌تر تعادل کمک می‌کند.

به عنوان مثال، برای واکنش تعادل 3 H 2 + N 2 2 NH 3. H 0 می توانید XP را به راست تغییر دهید: 1. با افزایش یا کاهش غلظت 2. با افزایش فشار، P 3. با کاهش دما، T

سینتیک شیمیاییشاخه ای از شیمی است که سرعت واکنش های شیمیایی را مطالعه می کند. واکنش‌های شیمیایی می‌توانند با سرعت‌های مختلف (از کسری کوچک از ثانیه تا چند دهه و فواصل زمانی طولانی‌تر) رخ دهند. هنگام بررسی موضوع سرعت واکنش، باید بین واکنش های همگن و ناهمگن تمایز قائل شد. سیستم های همگنشامل یک فاز (مثلاً هر مخلوط گازی) و ناهمگون- از چند فاز (به عنوان مثال، آب با یخ). فازبخشی از سیستم است که توسط یک رابط از سایر بخش های آن جدا شده است، در طول انتقال که از طریق آن تغییر ناگهانی در ویژگی ها رخ می دهد.

سرعت واکنش همگنمقدار ماده ای است که در طول یک واکنش در واحد زمان در واحد حجم سیستم واکنش می دهد یا تشکیل می شود. سرعت واکنش ناهمگنمقدار ماده ای است که در طول یک واکنش واکنش می دهد یا تشکیل می شود در واحد زمان در واحد سطح فاز (یا جرم، حجم فاز جامد، زمانی که تعیین اندازه سطح یک جامد دشوار است):

v هموگ = ; v هتروگ = . آن ها سرعت واکنش همگنرا می توان به عنوان تعریف کرد تغییر در غلظت هر یک از موادی که در طی واکنش واکنش می دهند یا تشکیل می شوند، که در واحد زمان رخ می دهد.

بیشتر واکنش های شیمیایی برگشت پذیر هستند، یعنی می توانند در هر دو جهت رو به جلو و معکوس رخ دهند. بیایید یک واکنش برگشت پذیر را در نظر بگیریم:

نرخ واکنش های رو به جلو و معکوسبا معادلات زیر به غلظت معرف ها مربوط می شود:

v x.r.، pr =k pr [A] a ×[B] b و v x.r. arr =k arr [C] c ×[D] d

با گذشت زمان، سرعت واکنش رو به جلو به دلیل مصرف معرف کاهش می یابد آو که درو کاهش غلظت آنها. در مقابل، سرعت واکنش معکوس با تجمع محصولات باو Dافزایش خواهد یافت. بنابراین، پس از مدت زمان معینی، سرعت واکنش های رو به جلو و معکوس با یکدیگر برابر می شود. حالتی از سیستم ایجاد می شود که در آن جریان ماده و انرژی وجود نداشته باشد که به آن تعادل شیمیایی می گویند. همه فرآیندهای برگشت پذیر به طور کامل پیش نمی روند، بلکه فقط به یک حالت تعادل، که در آن، از شرایط v x.r. pr = v x.r. arrبه شرح زیر است:

k pr /k arr =[C] c ×[D] d / [A] a ×[B] b =K

جایی که ک- ثابت تعادل شیمیایی، که به دما و ماهیت معرف ها بستگی دارد، اما به غلظت دومی بستگی ندارد. این یک بیان ریاضی از قانون عمل جرم است که به فرد امکان می دهد ترکیب یک مخلوط واکنش تعادلی را محاسبه کند.

مهمترین عوامل موثر بر سرعت واکنش عبارتند از:

1. ماهیت مواد واکنش دهنده.

2. غلظت واکنش دهنده ها.

3. فاکتور دما;

4. در دسترس بودن کاتالیزورها.

در برخی موارد، سرعت واکنش های ناهمگن به شدت حرکت مایع یا گاز در نزدیکی سطحی که واکنش روی آن روی می دهد نیز بستگی دارد.

1) تأثیر غلظت واکنش دهنده ها.اجازه دهید معادله یک واکنش شیمیایی را تصور کنیم نمای کلی: aA+bB+…=، سپس v x.r. =k[A] a [B] b اساساً یک نماد ریاضی است قانون عمل توده ای، به طور تجربی توسط K. Guldberg و P. Waage در 1864-1867 کشف شد. طبق این قانون، در دمای ثابت v، ch.r متناسب با حاصلضرب غلظت مواد واکنش دهنده است و هر غلظت به درجه ای برابر با ضریب ظاهر شده در مقابل فرمول ماده داده شده در محصول وارد می شود. معادله واکنشمقدار ثابت سرعت واکنش (k) به ماهیت واکنش دهنده ها، دما و حضور کاتالیزورها بستگی دارد، اما به غلظت مواد بستگی ندارد.

2) وابستگی v x.r. بر دما و ماهیت مواد واکنش دهندهانرژی فعال سازی Ea (بر حسب kJ/mol) انرژی اضافی است که مولکولها باید داشته باشند تا برخورد آنها منجر به تشکیل ماده جدیدی شود. E و واکنش های مختلف متفاوت است. این عامل بر ماهیت واکنش دهنده ها در v ch.r تأثیر می گذارد. . اگر E a<40 кДж/моль (т.е. мала), то скорость такой реакции велика (например, ионные реакции в растворах, протекающие практически мгновенно). Если Е а >120 کیلوژول بر مول (یعنی بسیار قابل توجه است)، سپس سرعت چنین واکنشی ناچیز است (به عنوان مثال، واکنش سنتز آمونیاک N 2 + 3H 2 = 2NH 3 - سرعت این واکنش در T معمولی به دلیل مقادیر بالا . E a آنقدر کوچک است که می توان متوجه نشت آن تقریباً غیرممکن شد).

در سال 1889، آرنیوس شیمیدان معروف سوئدی از داده های تجربی معادله ای را استخراج کرد که ثابت سرعت را به دما و انرژی فعال سازی مرتبط می کند. بعداً این معادله توجیه نظری پیدا کرد. طبق آرنیوس، ثابت سرعت به طور نمایی به دما وابسته است: k=k حداکثر ×exp(-E a /RT)، جایی که R ثابت گاز جهانی برابر با 8.31 J/mol×K است. k max - ضریب پیش نمایی، که به معنای حداکثر مقدار ممکن ثابت سرعت در انرژی فعال سازی صفر یا به طور نامحدود است. درجه حرارت بالا، زمانی که تمام برخوردهای مولکول های واکنش دهنده فعال می شوند. معادله آرنیوس اغلب به شکل لگاریتمی استفاده می شود: lnk=lnk max -E a /RT.

افزایش v h.r. با افزایش دما معمولا مشخص می شود ضریب دمایی سرعت واکنش- مقداری که نشان می دهد با افزایش دمای سیستم به میزان 10 درجه چند برابر سرعت واکنش مورد نظر افزایش می یابد. ضریب دما (g) برای واکنش های مختلف متفاوت است. در دماهای معمولی، مقدار آن برای اکثر واکنش ها در محدوده 2 تا 4 قرار دارد (یعنی g hr = 2-4 بار).

کاتالیزورهاموادی هستند که در واکنش مصرف نمی شوند، اما بر سرعت آن تأثیر می گذارند. پدیده تغییر سرعت واکنش تحت تأثیر کاتالیزورها نامیده می شود کاتالیزور، و خود این واکنش ها هستند کاتالیزوری. عمل کاتالیزور به دلیل کاهش حد فعال سازی برهمکنش شیمیایی است، یعنی. کاهش انرژی فعال سازی تحت تأثیر کاتالیزورها، واکنش ها را می توان میلیون ها بار یا بیشتر تسریع کرد. علاوه بر این، برخی از واکنش ها به هیچ وجه بدون کاتالیزور رخ نمی دهند. کاتالیزورها به طور گسترده در صنعت استفاده می شوند.

تمیز دادن همگنو کاتالیز ناهمگن. در کاتالیز همگنکاتالیزور و معرف ها یک فاز (گاز یا محلول) را تشکیل می دهند و چه زمانی کاتالیز ناهمگن- کاتالیزور به عنوان یک فاز مستقل در سیستم است. نمونه ای از کاتالیز همگن، تجزیه پراکسید هیدروژن به آب و اکسیژن در حضور کاتالیزورهای Cr 2 O 7 2-، WO 4 2- و غیره است. نمونه ای از کاتالیز ناهمگن، اکسیداسیون دی اکسید گوگرد به تری اکسید با استفاده از تماس است. روش تولید اسید سولفوریک از گازهای زائد تولید متالورژی: SO 2 + 0.5O 2 + H 2 O = (kt) = H 2 SO 4.

وظیفه 1. مفهوم سرعت یک واکنش شیمیایی را تعریف کنید. نحوه تأثیر آنها بر سرعت واکنش را به صورت کمی (در صورت امکان) توضیح دهید شرایط خارجی(غلظت، دما، فشار). محاسبه کنید که با دو برابر شدن فشار، سرعت واکنش H 2 + C1 2 = 2HC1 چند برابر تغییر می کند.

راه حل.

سرعت یک واکنش شیمیایی u تعداد اعمال اولیه برهمکنش در واحد زمان، در واحد حجم برای واکنش‌های همگن یا در واحد سطح واسط برای واکنش‌های ناهمگن است. میانگین با تغییر مقدار ماده بیان می شود nماده مصرف شده یا دریافت شده در واحد حجم V در واحد زمان t. غلظت بر حسب mol/l و زمان بر حسب دقیقه، ثانیه یا ساعت بیان می شود.

υ = ± dC/dt،

که در آن C - غلظت، mol/l

واحد سرعت واکنش mol/l s

اگر در برخی لحظات از زمان t 1 و t 2 غلظت یکی از مواد اولیه برابر با c 1 و c 2 باشد، در یک دوره زمانی Δt = t 2 - t 1، Δc = c 2 - c 1

اگر ماده ای مصرف شود، علامت "-" را اگر انباشته شود، علامت "+" قرار می دهیم.

سرعت واکنش شیمیاییبه ماهیت واکنش دهنده ها، غلظت، دما، وجود کاتالیزورها، فشار (شامل گازها)، محیط (در محلول ها)، شدت نور (واکنش های فتوشیمیایی) بستگی دارد.

وابستگی سرعت واکنش به ماهیت واکنش دهنده ها. هر فرآیند شیمیایی انرژی فعال سازی مشخصی دارد E a. علاوه بر این، سرعت واکنش. هر چه بیشتر باشد، انرژی فعال سازی کمتر است.

سرعت به استحکام پیوندهای شیمیایی در مواد اولیه بستگی دارد. اگر این پیوندها قوی باشند، Ea بزرگ است، به عنوان مثال N 2 + 3H 2 = 2NH 3، آنگاه نرخ تعامل کم است. اگر E aبرابر با صفر است، سپس واکنش تقریباً بلافاصله ادامه می یابد، به عنوان مثال:

HCl (محلول) + NaOH (محلول) = NaCl (محلول) + H 2 O.

راه حل.

Fe 2 O 3 (t) + 3CO (g) = 2Fe (t) + 3CO 2 (g)

اگر 3 مول CO2 واکنش نشان دهد، 3 مول CO 2 تشکیل می شود.

2 مول CO 2 - x

x = 2 mol، ⇒ غلظت اولیه ref = برابر + 2 mol = 1 + 2 = 3 mol.

مسئله 3. ضریب دمایی واکنش 2.5 است. سرعت آن هنگام خنک کردن مخلوط واکنش به دلیل تغییر دما از 50 درجه سانتیگراد به 30 درجه سانتیگراد چگونه تغییر می کند؟

تکلیف 4. محاسبه سرعت واکنش بین محلول های کلرید پتاسیم و نیترات نقره که غلظت آنها به ترتیب 0.2 و 0.3 mol/l و k=1.5∙10 -3 l∙mol -1 ∙s -1 است.

راه حل.

AgNO 3 + KCl = AgCl↓ + K NO 3

v= k··

v= 1.5∙10 -3 0.2 0.3 = 9 10 -5 mol/l s

بنابراین سرعت واکنش است v= 9·10 -5 mol/l·s

مسئله 5. چگونه باید غلظت اکسیژن را تغییر داد تا سرعت واکنش اولیه همگن: 2 NO (g) + O 2 (g) → 2 NO 2 (g) هنگامی که غلظت اکسید نیتروژن (II) تغییر نمی کند. 2 برابر کاهش می یابد؟

راه حل .

2 NO (g) + O 2 (g) → 2 NO 2 (g)

سرعت واکنش رو به جلو برابر است با:

v 1= k 2

هنگامی که غلظت NO 2 برابر کاهش می یابد، سرعت واکنش مستقیم برابر با:

υ 2= k 2 = 1/4 k 2

آن ها سرعت واکنش 4 برابر کاهش می یابد:

υ 2 /υ 1 = 1/4 k2 / k2 = 4

برای اطمینان از عدم تغییر سرعت واکنش، غلظت اکسیژن باید 4 برابر افزایش یابد.

به شرطی که υ 1 = υ 2

1/4 k 2 x = k 2

مسئله 6. با افزایش دما از 30 به 45 درجه سانتیگراد، سرعت یک واکنش همگن 20 برابر افزایش یافت. انرژی فعال سازی واکنش چقدر است؟
راه حل.
با درخواست، دریافت می کنیم:
ln 20 = E a /8.31 · (1/303 – 1/318)،
از اینجا

E a = 160250 J = 160.25 کیلوژول

مسئله 7. ثابت سرعت واکنش صابونی شدن اتیل استات اتر: CH 3 COOC 2 H 5 (محلول) + KOH (محلول) → CH 3 COOC (محلول) + C 2 H 5 OH (محلول) 0.1 لیتر است. /mol∙min. غلظت اولیه اتیل استات 0.01 مول در لیتر و قلیایی 0.05 مول در لیتر بود. سرعت واکنش اولیه و در لحظه ای که غلظت اتر برابر با 0.008 mol/l می شود را محاسبه کنید.

راه حل.

CH 3 SOOC 2 H 5 (محلول) + KOH (محلول) → CH 3 COOC (محلول) + C 2 H 5 OH (محلول)

سرعت واکنش رو به جلو برابر است با:

υ شروع کنید= k [CH 3 SOOS 2 H 5 ] [KON]

υ شروع = 0.1 0.01 0.05 = 5 10 -5 mol/l دقیقه

در لحظه ای که غلظت اتر برابر با 008/0 مول در لیتر شود، مصرف آن خواهد بود

[CH 3 SOOS 2 H 5 ] مصرف = 0.01 - 0.008 = 0.002 mol/l

به این معنی که در این لحظه قلیایی نیز مصرف شد [KOH] مصرف = 0.002 mol/l و غلظت آن برابر خواهد شد.

[CON] con = 0.05 - 0.002 = 0.048 mol/l

بیایید محاسبه کنیم واکنش سرعتدر لحظه ای که غلظت اتر 0.008 مول در لیتر و قلیایی 0.048 مول در لیتر می شود.

υ con = 0.1 0.008 0.048 = 3.84 10 -5 مول در لیتر دقیقه

مسئله 8. چگونه باید حجم مخلوط واکنش سیستم را تغییر داد:
8NH 3 (g) + 3Br 2 (l) → 6NH 4 Br (k) + N 2 (g) به طوری که سرعت واکنش 60 برابر کاهش می یابد؟

راه حل.

برای کاهش واکنش سرعتلازم است حجم سیستم افزایش یابد، یعنی. کاهش فشار و در نتیجه کاهش غلظت جزء گازی - NH 3. غلظت Br 2 ثابت خواهد ماند.

سرعت اولیه واکنش رو به جلو برابر بود با:

v 1= k 8

با افزایش غلظت آمونیاک، سرعت واکنش مستقیم برابر با:

υ 2= k 8 = k x 8 8

υ 2/ υ 1= k x 8 8 / k 8 = 60

پس از لغو همه ثابت ها، دریافت می کنیم

بنابراین، برای کاهش سرعت واکنش تا 60 برابر، باید حجم را 1.66 برابر افزایش داد.

وظیفه 9. چگونه بر خروجی کلر در سیستم تحت تأثیر قرار می گیرد:
4HCl (g) + O 2 (g) ↔2Cl 2 (g) + 2H 2 O (l); ΔН حدود 298 =-202.4 کیلوژول
الف) افزایش دما؛ ب) کاهش حجم کل مخلوط؛ ج) کاهش غلظت اکسیژن؛ د) معرفی یک کاتالیزور؟

راه حل.

4HCl (g) + O 2 (g) ↔2Cl 2 (g) + 2H 2 O (l); ΔН حدود 298 =-202.4 کیلوژول

ΔН o 298 ˂ 0، بنابراین، واکنش گرمازا است، بنابراین، طبق اصل لو شاتلیه، با افزایش دما، تعادل به سمت تشکیل مواد اولیه (به سمت چپ) تغییر می کند، یعنی. خروجی کلر کاهش خواهد یافت.
با کاهش فشار، تعادل به سمت واکنشی تغییر می کند که با افزایش تعداد مولکول های مواد گازی رخ می دهد. که در در این مورددر حالت تعادل، سمت تشکیل مواد اولیه تغییر می کند (به سمت چپ)، یعنی. خروجی کلر نیز کاهش خواهد یافت.
کاهش غلظت اکسیژن نیز باعث تغییر تعادل به سمت چپ و کاهش انتشار کلر می شود.
ورود یک کاتالیزور به سیستم، سرعت واکنش های رو به جلو و معکوس را افزایش می دهد. در این حالت سرعت رسیدن به حالت تعادل تغییر می کند اما ثابت تعادل تغییر نمی کند و تعادل جابه جا نمی شود. خروجی کلر بدون تغییر باقی خواهد ماند.

مشکل 10. در سیستم: PCl 5 ↔ PCl 3 + Cl 2
تعادل در دمای 500 درجه سانتی گراد زمانی برقرار شد که غلظت اولیه PCl 5 برابر با 1 mol/l به 0.46 mol/l کاهش یافت. مقدار ثابت تعادل را در دمای مشخص شده بیابید.

راه حل.

PCl 5 ↔ PCl 3 + Cl 2

اجازه دهید عبارت ثابت تعادل را بنویسیم:

K =· ̸

بیایید مقدار PCl 5 را که برای تشکیل PCl 3 و Cl 2 صرف می شود و غلظت تعادل آنها پیدا کنیم.

جریان = 1 – 0.46 = 0.54 mol/l

از معادله واکنش:

از 1 مول PCl 5 1 مول PCl 3 تشکیل می شود

از 0.54 mol PCl 5 x mol PCl 3 تشکیل می شود

x = 0.54 مول

به طور مشابه، از 1 mol PCl 5 1 mol Cl 2 تشکیل می شود

از 0.54 mol PCl 5 از mol Cl 2 تشکیل می شود

y = 0.54 مول

به= 0.54·0.54/0.46 = 0.63.

مسئله 11. ثابت تعادل واکنش: COCl 2 (g) ↔ CO (g) + C1 2 (g) 0.02 است. غلظت اولیه COCl 2 1.3 mol/l بود. غلظت تعادلی Cl 2 را محاسبه کنید. چه غلظت اولیه COCl 2 باید مصرف شود تا بازده کلر 3 برابر شود؟

راه حل.

COCl 2 (g) ↔ CO (g) + C1 2 (g)

بیایید عبارت برای را بنویسیم ثابت های تعادل:

K =[СО]· ̸ [СОСl 2]

اجازه دهید [CO] برابر = برابر = x، سپس

[COCl 2] برابر با 1.3 - x است

بیایید مقادیر را در عبارت for جایگزین کنیم ثابت های تعادل

0.02 = x x/(1.3 - x)

بیایید عبارت را به یک معادله درجه دوم تبدیل کنیم

x 2 + 0.02x - 0.026 = 0

با حل معادله، پیدا می کنیم

این یعنی [CO] برابر = برابر = 0.15 mol/l

با افزایش 3 برابری کلر بدست می آوریم:

برابر = 3 0.15 = 0.45 mol/l

غلظت اولیه [COCl 2 ] ex2 در این مقدار Cl 2 برابر است با:

[СОСl 2] برابر 2 است= 0.45 0.45/0.02 = 10.125 مول در لیتر

[СОСl 2 ] ref2= 10.125 + 0.45 = 10.575 mol/l

بنابراین، به منظور افزایش 3 برابری بازده کلر، غلظت اولیه COCl 2 باید برابر با [COCl 2 ] ex2 = 10.575 mol/l باشد.

مشکل 12. تعادل در سیستم H 2 (g) + I 2 (g) ↔ 2HI (g) در غلظت های زیر از شرکت کنندگان در واکنش برقرار شد: HI - 0.05 mol/l، هیدروژن و ید - 0.01 mol/l هر کدام. هنگامی که غلظت HI به 0.08 مول در لیتر افزایش یابد، غلظت هیدروژن و ید چگونه تغییر می کند؟

راه حل.

H 2 (g) + I 2 (g) ↔ 2HI (g)

بیایید ارزش را پیدا کنیم ثابت های تعادلاز این واکنش:

K = 2 ̸ ·

K = 0.05 2 ̸ 0.01 0.01 = 25

هنگامی که غلظت HI به 0.08 مول در لیتر افزایش می یابد، تعادل به سمت تشکیل مواد اولیه تغییر می کند.

از معادله واکنش می توان دریافت که 2 mol HI، 1 mol H 2 و 1 mol I 2 تشکیل می شود.

اجازه دهید غلظت های جدید تعادل را با x مجهول نشان دهیم.

Equal2 = 0.08 - 2x مساوی2 = مساوی2 = 0.01 + x

بیایید x را با استفاده از عبارت ثابت تعادل پیدا کنیم:

K = ( 0.08 - 2x) 2 ̸ [(0.01 + x) · (0.01 + x)] = 25

با حل معادلات به دست می آوریم:

برابر2 = برابر2 = 0.01 + 0.004 = 0.0014 مول در لیتر

مسئله 13. برای واکنش: FeO (k) + CO (g) ↔Fe (k) + CO 2 (g)، ثابت تعادل در 1000 o C 0.5 است. غلظت اولیه CO و CO 2 به ترتیب 0.05 و 0.01 مول در لیتر بود. غلظت تعادل آنها را بیابید.

راه حل.

FeO (k) + CO (g) ↔Fe (k) + CO 2 (g)

بیایید عبارت برای را بنویسیم ثابت های تعادل:

K =[CO 2 ] ̸ [CO]

غلظت های تعادلی را در نظر بگیرید:

[CO] برابر = (0.05 - x) mol/l [CO 2] برابر = (0.01 + x) mol/l

بیایید مقادیر را با عبارت ثابت تعادل جایگزین کنیم:

به= (0.01 + x)/(0.05 - x) = 0.5

با حل معادله x را پیدا می کنیم:

[CO] برابر = 0.05 - 0.01 = 0.04 mol/l [CO 2] برابر = 0.01 + 0.01 = 0.02 mol/l

دسته بندی ها ،

سینتیک شیمیایی

تعادل شیمیایی

سینتیک شیمیایی شاخه ای از شیمی است که سرعت یک واکنش شیمیایی و عوامل موثر بر آن را مطالعه می کند.

امکان سنجی اساسی فرآیند با ارزش تغییر در انرژی گیبس سیستم قضاوت می شود. با این حال، در مورد امکان واقعی یک واکنش در شرایط معین چیزی نمی گوید، و همچنین ایده ای در مورد سرعت و مکانیسم فرآیند ارائه نمی دهد.

مطالعه سرعت واکنش، توضیح مکانیسم تحولات شیمیایی پیچیده را ممکن می سازد. این یک چشم انداز برای کنترل فرآیند شیمیایی ایجاد می کند و امکان مدل سازی ریاضی فرآیندها را فراهم می کند.

واکنش ها ممکن است:

1. همگن- در یک محیط (در فاز گاز) رخ می دهد. به طور کامل عبور کند؛

2. ناهمگون- در یک محیط (بین مواد در مراحل مختلف) رخ نمی دهد. عبور در رابط.

زیر سرعت واکنش شیمیاییتعداد رویدادهای واکنش ابتدایی را که در واحد زمان در واحد حجم (برای واکنش‌های همگن) و در واحد سطح (برای واکنش‌های ناهمگن) رخ می‌دهند، درک کنید.

از آنجایی که غلظت واکنش دهنده ها در طول یک واکنش تغییر می کند، سرعت معمولاً به عنوان تغییر غلظت واکنش دهنده ها در واحد زمان تعریف می شود و در بیان می شود.

. در این مورد، نیازی به نظارت بر تغییرات در غلظت تمام مواد موجود در واکنش نیست، زیرا ضریب استوکیومتری در معادله واکنش رابطه بین غلظت ها را برقرار می کند، به عنوان مثال. که در آن میزان تجمع آمونیاک دو برابر میزان مصرف هیدروژن است.
. . زیرا نمی تواند منفی باشد، بنابراین آنها "-" را قرار می دهند.

سرعت در بازه زمانی

– سرعت لحظه ای واقعی- اولین مشتق غلظت با توجه به زمان.

سرعت واکنش های شیمیایی بستگی دارد:

1. از ماهیت مواد واکنش دهنده.

2. در غلظت معرف.

3. از کاتالیزور;

4. در درجه حرارت;

5. در مورد درجه سنگ زنی جامد (واکنش های ناهمگن).

6. از محیط زیست (راه حل).

7. در مورد شکل راکتور (واکنش های زنجیره ای).

8. از روشنایی (واکنش های فتوشیمیایی).

قانون اساسی سینتیک شیمیایی است قانون عمل توده ای: سرعت یک واکنش شیمیایی با حاصلضرب غلظت واکنش دهنده ها در واکنش متناسب است

: , – ثابت سرعت واکنش شیمیایی

معنای فیزیکی

در .

اگر واکنش شامل نه 2 ذره، بلکه بیشتر باشد

، سپس: ~ در توان برابر با ضرایب استوکیومتری، یعنی:، که در آن نشانگر ترتیب واکنش به عنوان یک کل است (واکنش های مرتبه اول، دوم، سوم ...).

تعداد ذرات شرکت کننده در این رویداد واکنش تعیین می کند مولکولی بودن واکنش:

تک مولکولی ( ) دو مولکولی ( ) سه مولکولی.

3 تا بیشتر نیست چون... برخورد بیش از 3 ذره در آن واحد بعید است.

هنگامی که یک واکنش در چند مرحله رخ می دهد، کل

واکنش = کندترین مرحله (مرحله محدود کننده).

وابستگی سرعت واکنش به دما به صورت تجربی تعیین می شود قانون وانت هاف: هنگامی که دما افزایش می یابد

، سرعت واکنش شیمیایی 2-4 برابر افزایش می یابد: . ،
- ضریب دمایی سرعت واکنش شیمیایی.

هر برخورد مولکول ها با برهمکنش آنها همراه نیست. بیشتر مولکول‌ها مانند توپ‌های الاستیک پرش می‌کنند. و فقط افراد فعال در هنگام برخورد با یکدیگر تعامل دارند. مولکول های فعال مقداری مازاد دارند

اما در مقایسه با مولکول های غیر فعال، بنابراین در مولکول های فعال پیوند بین آنها ضعیف می شود.

انرژی برای انتقال یک مولکول به حالت فعال انرژی فعال سازی است

. هرچه کوچکتر باشد، ذرات بیشتر واکنش نشان می دهند، سرعت واکنش شیمیایی بیشتر می شود.

اندازه

بستگی به ماهیت واکنش دهنده ها دارد. این کمتر از تفکیک است - کمترین پیوند قوی در معرف ها.

تغییر دادن

در طول واکنش: آزاد شد (گرماداز)

با افزایش دما، تعداد مولکول های فعال افزایش می یابد، بنابراین

سینتیک شیمیایی

تعادل شیمیایی

سینتیک شیمیایی شاخه ای از شیمی است که سرعت یک واکنش شیمیایی و عوامل موثر بر آن را مطالعه می کند.

واکنش ها ممکن است:

1. همگن- در یک محیط (در فاز گاز) رخ می دهد. به طور کامل عبور کند؛

2. ناهمگون- در یک محیط (بین مواد در مراحل مختلف) رخ نمی دهد. عبور در رابط.

از آنجایی که غلظت واکنش دهنده ها در طول یک واکنش تغییر می کند، سرعت معمولاً به عنوان تغییر غلظت واکنش دهنده ها در واحد زمان تعریف می شود و بر حسب . در این مورد، نیازی به نظارت بر تغییرات در غلظت تمام مواد موجود در واکنش نیست، زیرا ضریب استوکیومتری در معادله واکنش رابطه بین غلظت ها را برقرار می کند، به عنوان مثال. در میزان تجمع آمونیاک دو برابر میزان مصرف هیدروژن است.

، ، زیرا نمی تواند منفی باشد، بنابراین آنها "-" را قرار می دهند.

سرعت در بازه زمانی – سرعت لحظه ای واقعی- اولین مشتق غلظت با توجه به زمان.

سرعت واکنش های شیمیایی بستگی دارد:

1. از ماهیت مواد واکنش دهنده.

2. در غلظت معرف.

3. از کاتالیزور;

4. در درجه حرارت;

5. در مورد درجه سنگ زنی جامد (واکنش های ناهمگن).

6. از محیط زیست (راه حل).

7. در مورد شکل راکتور (واکنش های زنجیره ای).

8. از روشنایی (واکنش های فتوشیمیایی).

سرعت واکنش شیمیایی در کجا ثابت است

معنی فیزیکی در .

اگر واکنش شامل نه 2 ذره، بلکه بیشتر باشد، آنگاه: ~ در توان برابر با ضرایب استوکیومتری، یعنی: ، جایی که

– نشانگر ترتیب واکنش در کل (واکنش های مرتبه اول، دوم، سوم...).

تعداد ذرات شرکت کننده در این رویداد واکنش تعیین می کند مولکولی بودن واکنش:

تک مولکولی ()

دو مولکولی ( )

سه مولکولی.

3 تا بیشتر نیست چون... برخورد بیش از 3 ذره در آن واحد بعید است.

هنگامی که یک واکنش در چند مرحله رخ می دهد، آنگاه واکنش کلی = کندترین مرحله (مرحله محدود).

وابستگی سرعت واکنش به دما به صورت تجربی تعیین می شود قانون وانت هاف: با افزایش دما به میزان 2-4 برابر سرعت یک واکنش شیمیایی افزایش می یابد: .

ضریب دمایی سرعت واکنش شیمیایی کجاست.

هر برخورد مولکول ها با برهمکنش آنها همراه نیست. بیشتر مولکول‌ها مانند توپ‌های الاستیک پرش می‌کنند. و فقط افراد فعال در هنگام برخورد با یکدیگر تعامل دارند. مولکول‌های فعال مقداری انرژی اضافی نسبت به مولکول‌های غیرفعال دارند، بنابراین در مولکول‌های فعال پیوندهای بین آنها ضعیف می‌شود.

انرژی برای انتقال یک مولکول به حالت فعال انرژی فعال سازی است. هرچه کوچکتر باشد، ذرات بیشتر واکنش نشان می دهند، سرعت واکنش شیمیایی بیشتر می شود.

مقدار به ماهیت مواد واکنش دهنده بستگی دارد. این کمتر از تفکیک است - کمترین پیوند قوی در معرف ها.

تغییر در حین واکنش:

منتشر شده (گرماداز)

با افزایش دما، تعداد مولکول های فعال افزایش می یابد و در نتیجه افزایش می یابد.

ثابت واکنش شیمیایی مربوط به

ضریب پیش نمایی (مربوط به احتمال و تعداد برخورد) کجاست.

بسته به ماهیت مواد واکنش دهنده و شرایط برهمکنش آنها، اتم ها، مولکول ها، رادیکال ها یا یون ها می توانند در اعمال اولیه واکنش ها شرکت کنند.

رادیکال های آزاد بسیار واکنش پذیر هستند، واکنش های رادیکال فعال بسیار کمی وجود دارد.

تشکیل رادیکال های آزاد می تواند در هنگام تجزیه مواد در دما، روشنایی، تحت تأثیر تشعشعات هسته ای، در هنگام تخلیه الکتریکی و تأثیرات مکانیکی قوی رخ دهد.

بسیاری از واکنش ها از طریق رخ می دهد مکانیزم زنجیره ای. ویژگی واکنش های زنجیره ای این است که یک عمل اولیه فعال سازی منجر به تبدیل تعداد زیادی از مولکول های مواد اولیه می شود.

مثلا: .

در دماهای معمولی و نور پراکنده، واکنش بسیار کند پیش می رود. هنگامی که مخلوطی از گازها گرم می شود یا در معرض نور غنی از اشعه ماوراء بنفش (نور مستقیم خورشید، نور ناشی از آتش) قرار می گیرد، مخلوط منفجر می شود.

این واکنش از طریق فرآیندهای ابتدایی جداگانه انجام می شود. اول از همه، به دلیل جذب کوانتومی انرژی از اشعه UV (یا دما)، مولکول به رادیکال های آزاد - اتم ها تجزیه می شود: ، سپس، سپس و غیره

به طور طبیعی، ممکن است رادیکال های آزاد با یکدیگر برخورد کنند که منجر به شکستن زنجیره می شود: .

علاوه بر دما، نور تأثیر قابل توجهی بر واکنش پذیری مواد دارد. اثر نور (مرئی، UV) بر واکنش ها توسط شاخه شیمی - فتوشیمی بررسی می شود.

فرآیندهای فتوشیمیایی بسیار متنوع هستند. در طول عمل فتوشیمیایی، مولکول های مواد واکنش دهنده، که کوانتوم های نور را جذب می کنند، برانگیخته می شوند، یعنی. واکنش پذیر می شوند یا به یون ها و رادیکال های آزاد تجزیه می شوند. عکاسی مبتنی بر فرآیندهای فتوشیمیایی است - تأثیر نور بر مواد حساس به نور (فتوسنتز).

یکی از رایج ترین روش های تسریع واکنش های شیمیایی در عمل شیمیایی می باشد کاتالیزور. کاتالیزورها- موادی که به دلیل مشارکت در فعل و انفعالات شیمیایی میانی با اجزای واکنش، یک واکنش شیمیایی را تغییر می دهند، اما پس از هر چرخه برهمکنش میانی، خواص خود را بازیابی می کنند. ترکیب شیمیایی.

افزایش واکنش کاتالیزوری با مسیرهای واکنش جدید کمتری همراه است. زیرا در عبارت for وارد یک توان منفی می شود، سپس حتی یک کاهش کوچک باعث بسیار می شود بزرگنمایی بالاواکنش شیمیایی.

مواد مرتبط: