Скоростта на повечето химични реакции се увеличава с повишаване на температурата. Тъй като концентрацията на реагентите е практически независима от температурата, в съответствие с кинетичното уравнение на реакцията, основният ефект на температурата върху скоростта на реакцията е чрез промяна в константата на скоростта на реакцията. С повишаването на температурата енергията на сблъскващите се частици се увеличава и вероятността да настъпи химическа трансформация по време на сблъсъка се увеличава.

Зависимостта на скоростта на реакцията от температурата може да се характеризира със стойността на температурния коефициент.

Експериментални данни за ефекта на температурата върху скоростта на много химични реакции при обикновени температури (273–373 K), в малък температурен диапазон, показват, че повишаването на температурата с 10 градуса увеличава скоростта на реакцията 2–4 пъти (ван правилото на Хоф).

Според ван'т Хоф температурен коефициент на константа на скоростта(Коефициент на Вант Хоф)е увеличаването на скоростта на реакцията с повишаване на температурата с 10степени.

(4.63)

където и са скоростните константи при температури и ; е температурният коефициент на скоростта на реакцията.

Когато температурата се повиши до ндесетки градуса, съотношението на скоростните константи ще бъде равно на

където нможе да бъде цяло число или дробно число.

Правилото на Вант Хоф е приблизително правило. Приложим е в тесен температурен диапазон, тъй като температурният коефициент се променя с температурата.

По-точна зависимост на константата на скоростта на реакцията от температурата се изразява с полуемпиричното уравнение на Арениус

където А е предекспоненциален фактор, който не зависи от температурата, а се определя само от вида на реакцията; Е -активираща енергия химическа реакция. Енергията на активиране може да бъде представена като определена прагова енергия, която характеризира височината на енергийната бариера по пътя на реакцията. Активираща енергиясъщо независимо от температурата.

Тази зависимост е зададена на края на XIXв. Холандският учен Арениус за елементарни химични реакции.

Директна енергия на активиране ( д 1) и обратно ( д 2) реакцията е свързана с топлинния ефект на реакцията D зсъотношение (виж фиг. 1):

д 1 – д 2=D Н.

Ако реакцията е ендотермична и D H> 0, тогава д 1 > Е 2 и енергията на активиране на правата реакция е по-голяма от обратната. Ако реакцията е екзотермична, тогава д 1 < Е 2 .

Уравнението на Арениус (101) в диференциална форма може да бъде написано:

От уравнението следва, че колкото по-голяма е енергията на активиране E, толкова по-бързо се увеличава скоростта на реакцията с температурата.

Разделяне на променливи ки Tи като се има предвид д постоянна стойност, след интегриране на уравнение (4.66) получаваме:

Ориз. 5. Графика ln к–1/Т.

, (4.67)

където А е предекспоненциален коефициент с размерността на константата на скоростта. Ако това уравнение е валидно, тогава на графиката в координати експерименталните точки са разположени на права линия под ъгъл a спрямо абсцисната ос и наклонът () е равен на , което дава възможност да се изчисли енергията на активиране на a химическа реакция от зависимостта на константата на скоростта от температурата съгласно уравнението .

Енергията на активиране на химическа реакция може да се изчисли от стойностите на константите на скоростта при две различни температури, като се използва уравнението

. (4.68)

Теоретичното извеждане на уравнението на Арениус е направено за елементарни реакции. Но опитът показва, че по-голямата част от сложните реакции също се подчиняват на това уравнение. За сложни реакции обаче енергията на активиране и предекспоненциалният фактор в уравнението на Арениус нямат определено физическо значение.

Уравнението на Арениус (4.67) дава възможност да се даде задоволително описание на широк диапазон от реакции в тесен температурен диапазон.

За описание на зависимостта на скоростта на реакцията от температурата се използва и модифицираното уравнение на Арениус

, (4.69)

който вече включва три параметъра : НО, ди н.

Уравнение (4.69) се използва широко за реакции, протичащи в разтвори. За някои реакции зависимостта на константата на скоростта на реакцията от температурата се различава от дадените по-горе зависимости. Например при реакции от трети ред константата на скоростта намалява с повишаване на температурата. При верижни екзотермични реакции константата на скоростта на реакцията нараства рязко при температура над определена граница (топлинна експлозия).

4.5.1. Примери за решаване на проблеми

Пример 1Скоростната константа на някаква реакция с повишаване на температурата се променя, както следва: T 1 = 20°C;

к 1 \u003d 2,76 10 -4 мин. - един; T 2 \u003d 50 0 С; к 2 = 137,4 · 10 -4 минути. -1 Определете температурния коефициент на константата на скоростта на химическа реакция.

Решение.Правилото на van't Hoff дава възможност да се изчисли температурният коефициент на константата на скоростта от връзката

ж н= =2 ¸ 4, където н = = =3;

g 3 \u003d \u003d 49,78 g \u003d 3,68

Пример 2Използвайки правилото на Вант Хоф, изчислете при каква температура ще завърши реакцията след 15 минути, ако при температура 20 0 С е отнела 120 минути. Температурен коефициентстепента на реакция е 3.

Решение.Очевидно, колкото по-кратко е времето за реакция ( T), толкова по-голяма е константата на скоростта на реакцията:

3н = 8, н ln3 = ln8, n== .

Температурата, при която реакцията ще приключи след 15 минути е:

20 + 1,9 × 10 \u003d 39 0 С.

Пример 3Константата на скоростта на реакцията на осапуняване на оцетно-етилов естер с алкален разтвор при температура 282,4 K е равна на 2,37 l 2 / mol 2 min. , а при температура 287,40 К е равно на 3,2 l 2 / mol 2 min. Намерете температурата, при която константата на скоростта на тази реакция е 4?

Решение.

1. Познавайки стойностите на константите на скоростта при две температури, можем да намерим енергията на активиране на реакцията:

= = 40,8 kJ/mol.

2. Познаване на стойността на енергията на активиране, от уравнението на Арениус

Въпроси и задачи за самоконтрол.

1. Какви величини се наричат ​​параметри на "Арениус"?

2. Какво е минималното количество експериментални данни, необходими за изчисляване на енергията на активиране на химична реакция?

3. Покажете, че температурният коефициент на константата на скоростта зависи от температурата.

4. Има ли отклонения от уравнението на Арениус? Как може да се опише зависимостта на константата на скоростта от температурата в този случай?

Кинетика на сложни реакции

Реакциите по правило не протичат чрез директното взаимодействие на всички първоначални частици с техния директен преход в реакционни продукти, а се състоят от няколко елементарни етапа. Това се отнася преди всичко за реакции, в които според тяхното стехиометрично уравнение участват повече от три частици. Но дори реакциите на две или една частица често не протичат по прост би- или мономолекулен механизъм, а по по-сложен път, т.е. през редица елементарни етапи.

Реакциите се наричат ​​сложни, ако консумацията на изходни материали и образуването на реакционни продукти протичат чрез поредица от елементарни етапи, които могат да се появят едновременно или последователно. В същото време някои етапи протичат с участието на вещества, които не са нито изходни вещества, нито продукти на реакцията (междинни вещества).

Като пример за сложна реакция можем да разгледаме реакцията на хлориране на етилен с образуването на дихлороетан. Директното взаимодействие трябва да премине през четиричленен активиран комплекс, който е свързан с преодоляване на висока енергийна бариера. Скоростта на такъв процес е ниска. Ако атомите се образуват в системата по един или друг начин (например под действието на светлината), тогава процесът може да протече по верижен механизъм. Атомът лесно се свързва при двойната връзка, за да образува свободен радикал - . Този свободен радикал може лесно да отдели атом от молекула, за да се образува краен продукт- , в резултат на което се регенерира свободен атом.

В резултат на тези два етапа една молекула и една молекула се превръщат в молекула продукт - , и регенерираният атом взаимодейства със следващата молекула етилен. И двата етапа имат ниска енергия на активиране и по този начин се осигурява бърза реакция. Като се има предвид възможността за рекомбинация на свободни атоми и свободни радикали, пълната схема на процеса може да се напише като:

С цялото разнообразие сложните реакции могат да бъдат сведени до комбинация от няколко вида сложни реакции, а именно паралелни, последователни и последователно-паралелни реакции.

Двата етапа се наричат последователниако частицата, образувана в един етап, е началната частица в друг етап. Например в горната схема първият и вторият етап са последователни:

.

Двата етапа се наричат паралелен, ако едни и същи частици участват като начални и в двете. Например в схемата на реакцията четвъртият и петият етап са успоредни:

Двата етапа се наричат последователно-успоредни, ако са успоредни по отношение на едната и последователни по отношение на другата от частиците, участващи в тези етапи.

Пример за серийно-паралелни етапи са вторият и четвъртият етап на тази реакционна схема.

Да се характеристикиФактът, че реакцията протича по сложен механизъм, включва следните признаци:

Несъответствие на реда на реакцията и стехиометричните коефициенти;

Промяна на състава на продуктите в зависимост от температурата, началните концентрации и други условия;

Ускоряване или забавяне на процеса, когато към реакционната смес се добавят малки количества вещества;

Влияние на материала и размерите на съда върху скоростта на реакцията и др.

При кинетичния анализ на сложните реакции се прилага принципът на независимост: „Ако в системата протичат едновременно няколко прости реакции, тогава основният постулат на химичната кинетика се прилага за всяка от тях, сякаш тази реакция е единствената.“ Този принцип може да се формулира и по следния начин: „Стойността на константата на скоростта на елементарна реакция не зависи от това дали в дадена система протичат едновременно други елементарни реакции“.

Принципът на независимост е валиден за повечето реакции, протичащи по сложен механизъм, но не е универсален, тъй като има реакции, при които една прости реакциида повлияе на хода на другите (например съчетани реакции.)

Важен при изучаването на сложни химични реакции е принципът микрореверсивностили подробен баланс:

ако в сложен процес се установи химично равновесие, тогава скоростите на правата и обратната реакция трябва да са еднакви за всеки от елементарните етапи.

Най-често срещаният случай за възникване на сложна реакция е, когато реакцията протича през няколко прости стъпки, протичащи с различна скорост. Разликата в скоростите води до факта, че кинетиката на получаване на реакционния продукт може да се определи от законите на само една реакция. Например, за паралелни реакции, скоростта на целия процес се определя от скоростта на най-бързия етап, а за последователните реакции - най-бавния. Следователно, когато се анализира кинетиката на паралелни реакции със значителна разлика в константите, скоростта на бавния етап може да се пренебрегне, а когато се анализират последователни реакции, не е необходимо да се определя скоростта на бързата реакция.

При последователни реакции се нарича най-бавната реакция ограничаване. Ограничаващото стъпало има най-малка скоростна константа.

Ако стойностите на константите на скоростта на отделните етапи на сложна реакция са близки, тогава е необходимо пълен анализцялата кинетична схема.

Въвеждането на концепцията за етап, определящ скоростта, в много случаи опростява математическата страна на разглеждането на такива системи и обяснява факта, че понякога кинетиката на сложни, многоетапни реакции е добре описана с прости уравнения, например на първия поръчка.

Увеличаването на скоростта на реакцията с повишаване на температурата обикновено се характеризира с температурния коефициент на скоростта на реакцията, число, показващо колко пъти се увеличава скоростта на дадена реакция с повишаване на температурата на системата с 10 ° C. Температурният коефициент на различните реакции е различен. При обикновени температури стойността му за повечето реакции е в диапазона от 2 ... 4.

Температурният коефициент се определя в съответствие с така нареченото "правило на Ван'т Хоф", което се изразява математически с уравнението

v 2 /v 1 = g ( T 2 - T 1)/10 ,

където v 1 и v 2 – скорости на реакция при температури T 1 и T 2; g е температурният коефициент на реакцията.

Така, например, ако g = 2, тогава за T 2 - T 1 = 50°C v 2 /v 1 = 2 5 = 32, т.е. реакцията се ускорява 32 пъти и това ускорение по никакъв начин не зависи от абсолютните стойности T 1 и T 2, но само по тяхната разлика.

активираща енергия,разликата между стойностите на средната енергия на частиците (молекули, радикали, йони и т.н.), влизащи в елементарен акт на химическа реакция, и средната енергия на всички частици в реагиращата система. За различни химични реакции Е. и. варира в широки граници - от няколко до ~10 j./mol.За същата химична реакция стойността на E. a. зависи от вида на функциите на разпределение на молекулите по отношение на енергиите на тяхното транслационно движение и вътрешните степени на свобода (електронни, вибрационни, ротационни). Като статистическа стойност E. a. трябва да се разграничава от праговата енергия, или енергийната бариера - минималната енергия, която трябва да притежава една двойка сблъскващи се частици, за да се осъществи дадена елементарна реакция.

Уравнение на Арениус, температурна зависимостскоростни константи да сеелементарен хим. реакции:

където A е предекспоненциален фактор (измерението е същото като измерението на k), E а-енергия на активиране, обикновено приемаща положителна. стойности, Т-абс. температура, k-константа на Болцман. Прието е да се цитира E ана молекула. и върху броя на частиците N A\u003d 6,02 * 10 23 (константа на Авогадро) и изразено в kJ / mol; в тези случаи, в уравнението на Арениус, стойността ксменете газовата константа Р.Графика на 1nk спрямо 1 /kT(графика на Арениус) - права линия, чийто отрицателен наклон се определя от енергията на активиране E аи характеризира положително. температурна зависимост да се.

Катализатор - Химическо вещество, който ускорява реакцията, но не е част от реакционните продукти. Количеството на катализатора, за разлика от други реагенти, не се променя след реакцията. Важно е да се разбере, че катализаторът участва в реакцията. Осигуряване на повече бърза пистаза реакцията катализаторът реагира с изходния материал, полученото междинно съединение претърпява трансформации и накрая се разделя на продукт и катализатор. След това катализаторът реагира отново с изходния материал и този каталитичен цикъл се повтаря много пъти (до един милион пъти) [ източник?] се повтаря.

Катализаторите се класифицират на хомогенени разнородни. Хомогенният катализатор е в една и съща фаза с реагентите, хетерогенният катализатор образува независима фаза, отделена от интерфейс от фазата, в която се намират реагентите. Типичните хомогенни катализатори са киселини и основи. Като хетерогенни катализатори се използват метали, техните оксиди и сулфиди.

Реакции от един и същи тип могат да протичат както с хомогенни, така и с хетерогенни катализатори. Така че, заедно с киселинните разтвори, тези, които имат киселинни свойстватвърд Al 2 O 3 , TiO 2 , ThO 2 , алумосиликати, зеолити. Хетерогенни катализатори с основни свойства: CaO, BaO, MgO.

Хетерогенните катализатори като правило имат силно развита повърхност, за която се разпределят върху инертен носител (силикагел, алуминиев оксид, активен въглен и др.).

За всеки тип реакция само определени катализатори са ефективни. В допълнение към вече споменатите киселинно-основен, има катализатори редокс; те се характеризират с наличието на преходен метал или негово съединение (Co +3, V 2 O 5 + MoO 3). В този случай катализата се извършва чрез промяна на степента на окисление на преходния метал.

Дисперсна система- това са образувания от две или повече фази (тела), които изобщо или практически не се смесват и не реагират химически помежду си. Първото от веществата диспергирана фаза) е фино разпределен във втория ( дисперсионна среда). Ако има няколко фази, те могат да бъдат физически отделени една от друга (чрез центрофугиране, разделяне и др.).

Обикновено дисперсните системи са колоидни разтвори, золи. Към дисперсните системи се отнася и случаят на твърда дисперсна среда, в която се намира дисперсната фаза.

Повечето генерално класиранедисперсните системи се основава на разликата в агрегатно състояниедисперсионна среда и дисперсна фаза. Комбинациите от три вида агрегатно състояние позволяват да се разграничат девет вида дисперсни системи. За краткост те обикновено се означават с фракция, чийто числител показва дисперсната фаза, а знаменателят показва дисперсионната среда, например за системата „газ в течност“ се приема обозначението G/L.

колоидни разтвори. Колоидното състояние е характерно за много вещества, ако техните частици имат размер от 1 до 500 nm. Лесно е да се покаже това обща повърхносттези частици са огромни. Ако приемем, че частиците имат формата на топка с диаметър 10 nm, тогава с общия обем на тези частици 1 cm 3 ще имат

повърхност от около 10 m2. Както бе споменато по-рано, повърхностният слой се характеризира с повърхностна енергия и способността да адсорбира определени частици, включително йони

от разтвор. Характерна особеност на колоидните частици е наличието на заряд на тяхната повърхност, дължащ се на селективната адсорбция на йони. Колоидната частица има сложна структура. Той включва ядрото, адсорбираните йони, контраините и разтворителя. Има лиофилни (ръководство.

рофилни) колоиди, при които разтворителят взаимодейства с ядрата на частиците, илнофобни (хидрофобни) колоиди, при които разтворителят не взаимодейства с ядрата

частици. Разтворителят се включва в състава на хидрофобните частици само като солватна обвивка от адсорбирани йони или в присъствието на стабилизатори (повърхностноактивни вещества), имащи лиофобни и лиофилни части.

Ето няколко примера за колоидни частици:

как. може да се види, че ядрото се състои от електрически неутрален агрегат от частици с адсорбирани йони на елементите, които изграждат ядрото (в тези примери йони Ag +, HS-, Fe 3+). Колоидната частица, в допълнение към ядрото, има противойони и молекули на разтворителя. Адсорбираните йони и противойони образуват адсорбиран слой с разтворителя. Общият заряд на частицата е равен на разликата между зарядите на адсорбираните йони и противойони. Около частиците има дифузен слой от йони, чийто заряд е равен на номера на колоидната частица. Колоидните частици и дифузните слоеве образуват електрически неутрален мицел

Мицели(умалително от лат. слюда- частица, зърно) - частиците в колоидните системи се състоят от много малко ядро, неразтворимо в дадена среда, заобиколено от стабилизираща обвивка от адсорбирани йони и молекули на разтворителя. Например мицелът на арсенов сулфид има структурата:

((As 2 S 3) m nHS − (n-x)H + ) х- xH +

Средният размермицели от 10 -5 до 10 -7 cm.

Коагулация- разделяне на колоиден разтвор на две фази - разтворител и желатинова маса или сгъстяване на разтвора в резултат на уголемяването на частиците на разтвореното вещество

Пептизацията е процес на преминаване на колоидна утайка или гел в колоиден разтвор под действието на течност или вещества, добавени към нея, които са добре адсорбирани от утайката или гела, в този случай наречени пептизатори (например пептизация на мазнини под действието на жлъчката).
Пептизация - отделяне на агрегати от частици от гелове (желе) или рохкави утайки под въздействието на определени вещества - пептизатори след коагулация на колоидни разтвори. В резултат на пептизацията утайката (или гелът) преминава в суспендирано състояние.

РЕШЕНИЯ,еднофазни системи, състоящи се от два или повече компонента. Според агрегатното си състояние разтворите могат да бъдат твърди, течни и газообразни.

Разтворимост, способността на едно вещество да образува с друго вещество (или вещества) хомогенни смеси с диспергирано разпределение на компонентите (виж Разтвори). Обикновено разтворител се счита за вещество, което съществува в чиста форма в същото агрегатно състояние като получения разтвор. Ако преди разтварянето и двете вещества са били в едно и също агрегатно състояние, разтворителят се счита за вещество, присъстващо в сместа в значително по-голямо количество.

Разтворимостта се определя от физичния и химичен афинитет на молекулите на разтворителя и разтвореното вещество, съотношението на енергиите от взаимодействието на хомогенни и различни компоненти на разтвора. Като правило, те са добре разтворими един в друг, сходни по физически. и хим. свойствата на материята (емпиричното правило "подобното се разтваря в подобно"). По-специално, вещества, съдържащи полярни молекули, и вещества с тип йонвръзки добре сол. в полярни разтворители (вода, етанол, течен амоняк), а неполярните вещества са добре разтворими. в неполярни разтворители (бензен, въглероден дисулфид).

Разтворимостта на дадено вещество зависи от температурата и налягането, съответства на общия принцип на изместване на равновесията (вижте принципа на Le Chatelier-Brown). Концентрацията на наситен разтвор при дадени условия числено определя R. на веществото в даден разтворител и се нарича още. разтворимост. Пренаситените разтвори съдържат по-голямо количество разтворено вещество, отколкото съответства на неговата разтворимост, съществуването на пренаситени разтвори се дължи на кинетика. трудности на кристализацията (вижте Произход на нова фаза). За характеризиране на разтворимостта на слабо разтворими вещества се използва продуктът от дейностите на PA (за разтвори, близки по свойства до идеала, продуктът на разтворимостта на PR).

Скоростта на химичните реакции се увеличава с повишаване на температурата. Увеличаването на скоростта на реакцията с температурата може да се оцени с помощта на правилото на van't Hoff. Според правилото повишаването на температурата с 10 градуса увеличава константата на скоростта на реакцията 2-4 пъти:

Това правило не се изпълнява при високи температури, когато константата на скоростта почти не се променя с температурата.

Правилото на Van't Hoff ви позволява бързо да определите срока на годност на лекарството. Повишаването на температурата увеличава скоростта на разлагане на лекарството. Това съкращава времето за определяне на срока на годност на лекарството.

Методът се състои в това, че лекарството се държи при повишена температура T за определено време tT, количеството на разложеното лекарство m се намира и преизчислява до стандартна температура на съхранение от 298K. Като се има предвид процеса на разлагане на лекарството като реакция от първи ред, скоростта се изразява при избраната температура T и T = 298K:

Като се има предвид, че масата на разграденото лекарство е една и съща за стандартни и реални условия на съхранение, скоростите на разлагане могат да бъдат изразени с уравненията:

Ако приемем, че T=298+10n, където n = 1,2,3…,

Получете крайния израз за срока на годност на лекарството при стандартни условия 298K:

Теория на активните сблъсъци. Активираща енергия. Уравнение на Арениус. Връзка между скоростта на реакцията и енергията на активиране.

Теорията за активните сблъсъци е формулирана от С. Арениус през 1889 г. Тази теория се основава на идеята, че за възникване на химична реакция е необходим сблъсък между молекулите на изходните вещества, като броят на сблъсъците се определя от интензитета топлинно движениемолекули, т.е. зависим от температурата. Но не всеки сблъсък на молекули води до химическа трансформация: само активният сблъсък води до това.

Активните сблъсъци са сблъсъци, които възникват например между молекули А и В с голямо количество енергия. Минималното количество енергия, което трябва да притежават молекулите на изходните вещества, за да е активен сблъсъкът им, се нарича енергийна бариера на реакцията.

Енергията на активиране е излишната енергия, която може да бъде предадена или прехвърлена на един мол вещество.

Енергията на активиране значително влияе върху стойността на константата на скоростта на реакцията и нейната зависимост от температурата: колкото по-голям е Ea, толкова по-ниска е константата на скоростта и толкова по-значително се отразява промяната в температурата.

Константата на скоростта на реакцията е свързана с енергията на активиране чрез сложна зависимост, описана от уравнението на Арениус:

k=Ae–Ea/RT, където A е предекспоненциалният фактор; Ea е енергията на активиране, R е универсалната газова константа, равна на 8,31 j/mol; Т е абсолютната температура;

e е основата на естествените логаритми.

Въпреки това, наблюдаваните константи на скоростта на реакцията обикновено са много по-малки от тези, изчислени с помощта на уравнението на Арениус. Следователно уравнението за константата на скоростта на реакцията се модифицира, както следва:

(минус преди цяла дроб)

Умножителят кара температурната зависимост на константата на скоростта да се различава от уравнението на Арениус. Тъй като енергията на активиране на Арениус се изчислява като наклона на логаритмичната зависимост на скоростта на реакцията от реципрочната температура, тогава се прави същото с уравнението , получаваме:

Характеристики на хетерогенните реакции. Скоростта на хетерогенните реакции и факторите, които я определят. Кинетични и дифузионни области на хетерогенни процеси. Примери за хетерогенни реакции от интерес за фармацията.

ХЕТЕРОГЕННИ РЕАКЦИИ, хим. реакции, включващи вещества в разг. фази и съставляващи заедно хетерогенна система. Типични хетерогенни реакции: термични. разлагане на соли до образуване на газообразни и твърди продукти (напр. CaCO3 -> CaO + CO2), редукция на метални оксиди с водород или въглерод (напр. PbO + C -> Pb + CO), разтваряне на метали в киселини (напр. Zn + + H2SO4 -> ZnSO4 + H2), взаимодействие. твърди реактиви (A12O3 + NiO -> NiAl2O4). В специален клас се разграничават хетерогенни каталитични реакции, протичащи на повърхността на катализатора; в този случай реагентите и продуктите може да не са в различни фази. Посока, в реакцията N2 + + 3H2 -> 2NH3, протичаща на повърхността на железен катализатор, реагентите и реакционният продукт са в газова фаза и образуват хомогенна система.

Характеристиките на хетерогенните реакции се дължат на участието в тях на кондензирани фази. Това затруднява смесването и транспортирането на реагенти и продукти; възможно е активиране на молекулите на реагентите на интерфейса. Кинетиката на всяка хетерогенна реакция се определя като скоростта на самия химикал. трансформации и процеси на пренос (дифузия), необходими за попълване на потреблението на реагенти и отстраняване на реакционните продукти от реакционната зона. При липса на дифузионни пречки, скоростта на хетерогенна реакция е пропорционална на размера на реакционната зона; това е името на специфичната скорост на реакцията, изчислена за единица повърхност (или обем) на реакцията. зони, не се променя във времето; за прости (едноетапни) реакции може да бъде определени въз основа на действащите маси на закона. Този закон не е изпълнен, ако дифузията на веществата протича по-бавно от химическата. област; в този случай наблюдаваната скорост на хетерогенната реакция се описва от уравненията на кинетиката на дифузията.

Скоростта на хетерогенна реакция е количеството вещество, което влиза в реакция или се образува по време на реакция за единица време на единица площ от фазовата повърхност.

Фактори, влияещи върху скоростта на химичната реакция:

Естеството на реагентите

Концентрацията на реагентите,

температура,

Наличието на катализатор.

Vheterog = Δp(S Δt), където Vheterog е скоростта на реакцията в хетерогенна система; n е броят молове на всяко от веществата, получени в резултат на реакцията; V е обемът на системата; t - време; S е повърхността на фазата, върху която протича реакцията; Δ - знак за нарастване (Δp = p2 - p1; Δt = t2 - t1).

Задача 336.
При 150°C част от реакцията завършва за 16 минути. Приемайки температурния коефициент на скоростта на реакцията равен на 2,5, изчислете колко време ще завърши тази реакция, ако се проведе: а) при 20 0 °С; б) при 80°C.
Решение:
Според правилото на Вант Хоф зависимостта на скоростта от температурата се изразява с уравнението:

v t и k t - скоростта и скоростната константа на реакцията при температура t°C; v (t + 10) и k (t + 10) същите стойности при температура (t + 10 0 C); - температурен коефициент на скоростта на реакцията, чиято стойност за повечето реакции е в диапазона 2 - 4.

а) Като се има предвид, че скоростта на химична реакция при дадена температура е обратно пропорционална на продължителността на протичането й, заместваме данните, дадени в условието на задачата, във формула, която количествено изразява правилото на Вант Хоф, получаваме :

б) Тъй като тази реакция протича с понижаване на температурата, тогава при дадена температура скоростта на тази реакция е право пропорционална на продължителността на протичането й, ние заместваме данните, дадени в условието на проблема, във формула, която изразява количествено правило на ван'т Хоф, получаваме:

Отговор: а) при 200 0 С t2 = 9,8 s; б) при 80 0 С t3 = 162 h 1 min 16 s.

Задача 337.
Ще се промени ли стойността на константата на скоростта на реакцията: а) при смяна на един катализатор с друг; б) кога се променят концентрациите на реагентите?
Решение:
Константата на скоростта на реакцията е стойност, която зависи от природата на реагентите, от температурата и от наличието на катализатори и не зависи от концентрацията на реагентите. Тя може да бъде равна на скоростта на реакцията, когато концентрациите на реагентите са равни на единица (1 mol/l).

а) Когато един катализатор се замени с друг, скоростта на дадена химична реакция ще се промени или ще се увеличи. Ако се използва катализатор, скоростта на химическата реакция ще се увеличи, тогава съответно стойността на константата на скоростта на реакцията също ще се увеличи. Промяна в стойността на константата на скоростта на реакцията също ще настъпи, когато един катализатор се замени с друг, което ще увеличи или намали скоростта на тази реакция спрямо оригиналния катализатор.

б) Когато концентрацията на реагентите се промени, стойностите на скоростта на реакцията ще се променят и стойността на константата на скоростта на реакцията няма да се промени.

Задача 338.
Топлинният ефект на реакцията зависи ли от нейната енергия на активиране? Обосновете отговора.
Решение:
Топлинният ефект на реакцията зависи само от началното и крайното състояние на системата и не зависи от междинните етапи на процеса. Енергията на активиране е излишната енергия, която трябва да имат молекулите на веществата, за да може сблъсъкът им да доведе до образуването на ново вещество. Енергията на активиране може да се променя чрез повишаване или понижаване на температурата, съответно понижаване или повишаване. Катализаторите намаляват енергията на активиране, докато инхибиторите я понижават.

Така промяната в енергията на активиране води до промяна в скоростта на реакцията, но не и до промяна в топлината на реакцията. Топлинният ефект на реакцията е постоянна величина и не зависи от промяната на енергията на активиране на дадена реакция. Например, реакцията за образуване на амоняк от азот и водород е:

Тази реакция е екзотермична, > 0). Реакцията протича с намаляване на броя на моловете на реагиращите частици и броя на моловете газообразни вещества, което превежда системата от по-малко стабилно състояние в по-стабилно, ентропията намалява,< 0. Данная реакция в обычных условиях не протекает (она возможна только при достаточно низких температурах). В присутствии катализатора энергия активации уменьшается, и скорость реакции возрастает. Но, как до применения катализатора, так и в присутствии его тепловой эффект реакции не изменяется, реакция имеет вид:

Задача 339.
За коя реакция, директна или обратна, енергията на активиране е по-голяма, ако директната реакция протича с отделяне на топлина?
Решение:
Разликата между енергиите на активиране на директните и обратните реакции е равна на топлинния ефект: H \u003d E a (pr.) - E a (arr.) . Тази реакция протича с отделяне на топлина, т.е. е екзотермичен,< 0 Исходя из этого, энергия активации прямой реакции имеет меньшее значение, чем энергия активации обратной реакции:
E a (пр.)< Е а(обр.) .

Отговор: E a (пр.)< Е а(обр.) .

Задача 340.
Колко пъти ще се увеличи скоростта на реакция, протичаща при 298 K, ако нейната енергия на активиране се намали с 4 kJ/mol?
Решение:
Нека означим намаляването на енергията на активиране с Ea, а константите на скоростта на реакцията преди и след намаляването на енергията на активиране съответно с k и k. Използвайки уравнението на Арениус, получаваме:

E a е енергията на активиране, k и k" са константите на скоростта на реакцията, T е температурата в K (298).
Замествайки данните от проблема в последното уравнение и изразявайки енергията на активиране в джаули, изчисляваме увеличението на скоростта на реакцията:

Отговор: 5 пъти.

Скоростта на химичната реакция зависи от температурата и с повишаването на температурата скоростта на реакцията се увеличава. Холандският учен Вант Хоф показа, че когато температурата се повиши с 10 градуса, скоростта на повечето реакции се увеличава 2-4 пъти;

VT 2 = VT 1 *y (T2-T1)/10

Където VT 2 и VT 1 са скоростите на реакцията при температури T 2 и T 1; y е температурният коефициент на скоростта на реакцията, който показва колко пъти се увеличава скоростта на реакцията с повишаване на температурата с 10K.

При концентрация на реагента от 1 mol/l скоростта на реакцията е числено равна на константата на скоростта k. Тогава уравнението показва, че константата на скоростта зависи от температурата по същия начин като скоростта на процеса.

3. Напишете вариант на реакцията на елиминиране (елиминиране) с освобождаване на халогеноводород.

C 2 H 5 Cl \u003d C 2 H 4 + HCl

Билет номер 4

1. Какво е " атомна маса», « молекулна маса“, „мол от вещество“ и какво се приема като единица за атомна маса (a.m.u.)?

АТОМНА МАСА - масата на атома в единици за атомна маса (a.m.u.). за единица a. т. е. се приема 1/12 от масата на изотопа въглерод-12.

a.u.m. \u003d 1/12 m 12 6 C \u003d 1,66 * 10 -24

МОЛЕКУЛНО ТЕГЛО - моларната маса на съединението, отнасяща се до 1/12 моларна масавъглерод-12 атом.

МОЛ - количеството вещество, съдържащо същия брой частици или структурни единици (атоми, йони, молекули, радикали, електрони, еквиваленти и т.н.), както в 12 а. e.m. изотоп въглерод-12.

Формулата за увеличаване на скоростта на реакцията в присъствието на катализатор.

Можете да промените стойността на Ea (енергия на активиране) с помощта на катализатори. Веществата, които участват, но не се изразходват в реакционния процес, се наричат ​​катализатори. Самото това явление се нарича катализа. Увеличаването на скоростта на реакцията в присъствието на катализатор се определя от формулата

В зависимост от това дали катализаторът е в същата фаза като реагентите или образува независима фаза, се говори за хомогенна или хетерогенна катализа. Механизмът на каталитично действие за тях не е еднакъв, но и в двата случая реакцията се ускорява поради намаляване на Ea. Има редица специфични катализатори - инхибитори, които намаляват скоростта на реакцията.

където са параметрите на каталитичния процес, V, k, Ea- некаталитичен процес.

Напишете реакциите на изгаряне на въглерод неорганични веществав кислород, което показва окислителя и редуциращия агент, както и степента на окисление на въглерода преди и след реакцията.

C - редуциращ агент, процес на окисление

O - окислител, редукционен процес

Билет номер 5

1. Какво е "електроотрицателност", "валентност", "степен на окисление" на елемента и какви са основните правила за определянето им?

СЪСТОЯНИЕ НА ОКИСЛЕНИЕ - условният заряд на атом на даден елемент, получен при предположението, че съединението се състои от йони. Може да бъде положителен, отрицателен, нулев, дробен и се обозначава с арабска цифра със знак „+“ или „-“ под формата на горния десен индекс на символа на елемента: C 1-, O 2-, H + , Mg 2+, N 3-, N 5+, Cr 6+ .

За да се определи степента на окисление (s. o.) на елемент в съединение (йон), се използват следните правила:

1 V прости вещества(H2, S8, P4) s. относно. е равно на нула.

2 Постоянна p. относно. имат алкални (E+) и алкалоземни (E2+) елементи, както и флуор P-.

3 Водородът в повечето съединения има s. относно. H + (H2O, CH4, HC1), в хидриди - H-(-NaH, CaH2); с. относно. кислородът, като правило, е равен на -2 (O2-), в пероксиди (-O-O-) - 1 (O-).

4 В бинарни съединения на неметали, отрицателни p. относно. присвоен на елемента вдясно).

5 Алгебрична сума стр. относно. молекулата е нула, йонът - нейният заряд.

Способността на един атом да свързва или замества определен брой други атоми се нарича ВАЛЕНТНОСТ. Мярката за валентност е броят на водородните или кислородните атоми, свързани с даден елемент, при условие че водородът е едно-, а кислородът е двувалентен.