Tema 3. Opšti zakoni hemijskih procesa.

Hemijska termodinamika i kinetika

Uvod

Centralno za hemiju je teorija transformacije supstanci, uključujući energiju i kinetiku hemijskih reakcija. Asimilacija ovog učenja omogućava da se predvidi mogućnost i pravac hemijskih procesa, da se izračunaju energetski efekti i potrošnja energije, brzina proizvodnje i prinosa proizvoda u reakciji, da se utiče na brzinu hemijskih procesa, kao i da se spreči neželjene reakcije kod određenih uređaja, instalacija i uređaja.

3.1. Hemijska termodinamika i kinetika

Razmjena energije između proučavanog sistema i eksternogokruženje opisuju zakone koji se proučavajutermodinamika. Primena zakona termodinamike u hemiji omogućava rešavanje problema fundamentalne mogućnosti različitih procesa, uslova za njihovo sprovođenje,podijeliti stepen konverzije reaktanata u chihemijske reakcije i proceniti njihovu energiju.

Hemijska termodinamika , ispituje odnos između rada i energije u primjeni na kemijsku transformaciju.

Toplotna i mehanička energija - algebarskamagnitude. Znakovi količinaQ i A u termodinamici rasaposmatraju u odnosu na sistem. Dobivanje energijekoju daje sistem, označen znakom "+", dat sistemustabljika - znak "-".

Varijable koje određuju stanje Sistabljike se nazivajuparametri stanja. Među njima u hemiji se najčešće koriste pritisak, temperatura, zapremina, sastav sistema. Status sistema i propromjene koje u njemu odlaze karakteriziraju idržavne funkcije, koji zavise od parametara stanja i ne zavise od putanje tranzicije sistema iziz jedne države u drugu. To uključuje interneenergija, entalpija, entropija, izobarno-izotermna potencijal itd.

Procesi konstantnog pritiska -izobarski, pri konstantnoj zapremini -izohorni, na konstantnoj temperaturi -izotermni. Većina hemijske reakcije se odvijaju u otvorenim sudovima,odnosno pri konstantnom pritisku jednakom atmosferskom.

Hemijska kinetikaproučava karakteristike hemijskog procesa, kao što je brzina reakcije i njena zavisnost od spoljašnjih uslova.

3.2. Energija hemijskih procesa

U procesu hemijske reakcije dolazi do ruptureneke hemijske veze i stvaranje novih. Ovaj proces je praćen oslobađanjem ili apsorpcijom toplotevi, svjetlost ili druga vrsta energije. Energy Effefekte reakcija proučava nauka termohemije. U termohemijikoristiti termohemijske jednadžbe reakcija, kojekoji uzimaju u obzir:

stanje agregacije materije;

termički efekat reakcije (Q).

U ovim jednačinama se često koriste razlomci. Dakle, jednadžbe reakcije za formiranje 1 mola plinafigurativno voda se piše na sljedeći način:

H 2 (g) + 1 / 2O 2 (g) = H 2 O (g) + 242 kJ (*)

Simbol (d) označava da su vodonik, kiseonik ivoda je u gasnoj fazi. "+242 kJ" - to značikao rezultat ove reakcije oslobađa se toliko topline kadaformiranje 1 mol vode.

Važnost uzimanja u obzir stanja agregacije povezana je sa činjenicomda je toplina formiranja tekuće vode veća za vrijednosttoplota koja se oslobađa tokom kondenzacije pare:

H 2 (g) + 1 / 2O 2 (g) = H 2 O (g) + 286 kJ (**)

Proces kondenzacije:

H 2 O (g) = H 2 O (l) + 44 kJ (***)

Osim termičkog efekta, termodinamika koristikoncept "promjene toplotnog sadržaja" - entalpija(nabavka unutrašnje energije) tokom reakcije ( H)

Egzotermne reakcije: toplota se oslobađa Q> 0

unutrašnja rezerva energije se smanjuje N<0

Endotermne reakcije: toplota se apsorbuje Q< 0

povećava se rezerva unutrašnje energije H> 0.

Dakle, reakcija (*) stvaranja vode je egzotermna.Toplotni efekat reakcije:Q = 242 kJ,  H = -242 kJ.

Entalpija formiranja hemijskih jedinjenja

Standardna entalpija (toplina) formiranja hemijsko jedinjenje  H 0 f, B, 298 se odnosi na promjenu entalpije pri formiranju jednog mola ovog jedinjenja, koji je u standardnom stanju (p = 1 atm; T = 25 0 C), iz jednostavnih supstanci koje su također u standardnom stanju i termodinamički stabilan na datim temperaturnim fazama i modifikacijama...

Standardne entalpije formiranja jednostavnih supstanci uzimaju se ravne nuli ako su njihova agregatna stanja i modifikacije stabilna u standardnim uslovima.

Standardne entalpije formiranja supstanci su prikupljene i sažete u referentnim knjigama.

3.2. 1. Termohemijski proračuni

Nezavisnost toplote hemijske reakcije od putanje procesa pri p = const ustanovljena je u prvoj polovini 19. veka. Ruski naučnik G.I. Hess: toplotni efekat hemijske reakcije ne zavisi od putanje njenog toka, već zavisi samo od prirode i fizičkog stanja početnih supstanci i produkta reakcije.

Za većinu reakcija, promjena toplinskog efekta unutar temperaturnog raspona od praktičnog značaja je mala. Stoga ćemo u nastavku koristiti  N 0 f, B, 298 i smatra se konstantnim u proračunima.

Korolar iz Hesovog zakona– toplotni efekat hemijske reakcije jednak je zbiru toplota (entalpija) nastajanja produkta reakcije minus zbiru toplota (entalpija) nastanka početnih supstanci.

Koristeći posljedicu Hessovog zakona u termohemijskim proračunima, treba imati na umu da u algebarskom zbrajanju treba uzeti u obzir stehiometrijske koeficijente u jednačini reakcije.

Dakle, za jednačinu reakcije aA + bB = cC + dD, toplotni efekat  H je

N = (s  N pril. C + d N pril. D) - (a N pril. A + b N pril. B) (*)

Jednadžba (*) omogućava da se odredi i toplinski učinak reakcije prema poznatim entalpijama stvaranja tvari koje sudjeluju u reakciji i jednoj od entalpija formiranja, ako je toplinski učinak reakcije i sve ostale entalpije formiranja su poznati.

Toplota sagorevanja goriva

Toplotni učinak reakcije oksidacije kisikom elemenata koji čine tvar, prije stvaranja viših oksida, naziva se toplina sagorijevanja ove tvari.
.

Primjer: odrediti toplinu sagorijevanja etanola C 2 H 5 OH (l)

Ako plaćanje u toku za
sa stvaranjem tečne vode, tada se naziva toplina sagorijevanja najviši, ako sa stvaranjem gasovite vode, niže... Podrazumevano, oni obično znače bruto kalorijsku vrijednost.

U tehničkim proračunima koristi se specifična toplota sagorevanja Q T, koja je jednaka količini toplote koja se oslobađa pri sagorevanju 1 kg tečne ili čvrste supstance ili 1 m 3 gasovite supstance, tada

Q T = -  N ST  1000 / M (za f, tv.)

Q T = -  N ST  1000 / 22,4 (za g.),

gdje je M masa mola supstance, 22,4 litara je zapremina mola gasa.

3.3. Hemijska i fazna ravnoteža

3.3.1. Hemijska ravnoteža

Reverzibilne reakcije - hemijske reakcije koje se odvijaju istovremeno u dva suprotna smjera.

Hemijska ravnoteža - stanje sistema u kojem je brzina reakcije naprijed (V 1 ) jednaka je brzini obrnute reakcije (V 2 ). U hemijskoj ravnoteži koncentracije supstanci ostaju nepromenjene. Hemijska ravnoteža ima dinamički karakter: direktne i reverzne reakcije se ne zaustavljaju u ravnoteži.

Stanje hemijske ravnoteže kvantitativno je okarakterisano konstantom ravnoteže, koja je odnos konstanti prave linije (K 1) i reverzne (K 2) reakcije.

Za reakciju mA + nB « pC + dD konstanta ravnoteže je

K = K 1 / K 2 = ([C] str[D] d) / ([A] m[B] n)

Konstanta ravnoteže zavisi od temperature i prirode supstanci koje reaguju. Što je veća konstanta ravnoteže, to se ravnoteža više pomera prema stvaranju direktnih produkta reakcije.

Tehnike promjene ravnoteže

Le Chatelierov princip. Ako se na sistem u ravnoteži izvrši vanjski utjecaj (koncentracija, temperatura, promjena tlaka), onda to pogoduje nastanku jedne od dvije suprotne reakcije koje oslabe ovaj efekat.

V 1

A + B

V 2

Pritisak. Povećanje tlaka (za plinove) pomjera ravnotežu prema reakciji koja dovodi do smanjenja volumena (tj. do stvaranja manjeg broja molekula).

V 1

A + B

; povećanje P dovodi doV 1 > V 2

V 2

Povećanje temperature pomiče ravnotežni položaj prema endotermnoj reakciji (tj. prema reakciji koja se odvija uz apsorpciju topline)

V 1

A + B

B + Q, zatim povećanje t° C vodi do V 2> V 1

V 2

V 1

A + B

B - Q, zatim povećanje t° C vodi do V 1> V 2

V 2

Povećanje koncentracije polaznih materijala i uklanjanje produkata iz reakcijske sfere pomjeraju ravnotežu prema direktnoj reakciji. Povećanje koncentracije polaznih supstanci [A] ili [B] ili [A] i [B]: V 1> V 2.

Katalizatori ne utiču na položaj ravnoteže.

3.3.2. Fazne ravnoteže

Ravnoteža procesa prijelaza tvari iz jedne faze u drugu bez promjene kemijskog sastava naziva se fazna ravnoteža.

Primjeri fazne ravnoteže:

Čvrsta ............ Tečnost

Tečnost ................. Para

3.3.3. Brzina reakcije i metode njene regulacije

Brzina reakcija određuje se promjenom molarne koncentracije jednog od reaktanata:

V = ± (S 2 - S 1) / (t 2 - t 1) = ± D SA / D t

gdje je C 1 i C 2 - molarne koncentracije tvari u vremenima t 1 i t 2 odnosno (znak (+) - ako je brzina određena produktom reakcije, znak (-) - početnom tvari).

Reakcije nastaju kada se molekuli reagujućih supstanci sudare. Njegova brzina je određena brojem sudara i vjerovatnoćom da će oni dovesti do transformacije. Broj sudara određen je koncentracijama reaktanata, a vjerovatnoća reakcije određena je energijom sudarajućih molekula.

Faktori koji utiču na brzinu hemijskih reakcija

Priroda supstanci koje reaguju. Važnu ulogu igra priroda hemijskih veza i struktura molekula reagensa. Reakcije se odvijaju u smjeru razaranja manje jakih veza i stvaranja tvari sa jačim vezama. Dakle, za razbijanje veza u molekulima H 2 i N 2 potrebne su visoke energije; takvi molekuli nisu baš reaktivni. Za razbijanje veza u visoko polarnim molekulima (HCl, H 2 O) potrebno je manje energije i brzina reakcije je mnogo brža. Reakcije između jona u otopinama elektrolita su gotovo trenutne.

primjeri: Fluor reaguje sa vodonikom eksplozivno na sobnoj temperaturi, brom sa vodonikom reaguje sporo i kada se zagreje.

Kalcijum oksid snažno reaguje sa vodom, oslobađajući toplotu; bakreni oksid - ne reaguje.

Koncentracija. S povećanjem koncentracije (broja čestica po jedinici volumena) češće se javljaju sudari molekula reagujućih supstanci - povećava se brzina reakcije.

Zakon masovne akcije (K. Guldberg, P. Waage, 1867)

Brzina hemijske reakcije je direktno proporcionalna proizvodu koncentracija reaktanata.

aA + bB +. ... ...® . . .

V = k [A] a[B] b . . .

Konstanta brzine reakcije k ovisi o prirodi reaktanata, temperaturi i katalizatoru, ali ne ovisi o koncentraciji reaktanata.

Fizičko značenje konstante brzine je da je jednaka brzini reakcije pri jediničnim koncentracijama reaktanata.

Za heterogene reakcije, koncentracija čvrste faze nije uključena u izraz za brzinu reakcije.

Temperatura. Kada temperatura poraste na svakih 10° C, brzina reakcije se povećava 2-4 puta (Van't Hoffovo pravilo). Sa porastom temperature od t 1 do t 2 promjena brzine reakcije može se izračunati po formuli:

(t 2 - t 1) / 10

Vt 2 / Vt 1

= g

(gdje su Vt 2 i Vt 1 - brzina reakcije na temperaturama t 2 i t 1 respektivno;gje temperaturni koeficijent ove reakcije).

Van't Hoffovo pravilo je primjenjivo samo u uskom temperaturnom rasponu. Tačnija je Arrheniusova jednačina:

k = A e –Ea / RT

gdje

A - konstanta, u zavisnosti od prirode reagujućih supstanci;

R je univerzalna plinska konstanta;

Ea je energija aktivacije, tj. energija koju molekuli u sudaru moraju imati da bi sudar doveo do hemijske transformacije.

Energetski dijagram hemijske reakcije.

Egzotermna reakcija

Endotermna reakcija

A - reagensi, B - aktivirani kompleks (prijelazno stanje), C - proizvodi.

Što je energija aktivacije Ea veća, brzina reakcije se više povećava s povećanjem temperature.

1. Kontaktna površina reaktanata. Za heterogene sisteme (kada su supstance u različitim agregacionim stanjima), što je veća kontaktna površina, reakcija se odvija brže. Površina čvrstih materija se može povećati drobljenjem, a rastvorljivih materija otapanjem.

3.3.4. Mehanizmi hemijskih reakcija, oscilatorne reakcije

Klasifikacija hemijskih reakcija

I ... Po broju i sastavu polaznih materijala i produkta reakcije:

1) Reakcije veze su reakcije u toku kojih od dvije ili više tvari nastaje jedna tvar složenijeg sastava. Reakcije spajanja jednostavnih supstanci su uvijek redoks reakcije. Složene supstance takođe mogu učestvovati u složenim reakcijama.

2) Reakcije raspadanje - reakcije u toku kojih iz jedne složene supstance nastaju dve ili više jednostavnijih supstanci.
Produkti razgradnje početne tvari mogu biti i jednostavne i složene tvari.

Reakcije razgradnje obično se javljaju kada se tvari zagrijavaju i predstavljaju endotermne reakcije. Kao i složene reakcije, reakcije raspadanja mogu se odvijati sa ili bez promjene oksidacijskih stanja elemenata;

3) Reakcije zamjene - To su reakcije između jednostavnih i složenih tvari, tijekom kojih atomi jednostavne tvari zamjenjuju atome jednog od elemenata u molekuli složene tvari, kao rezultat reakcije supstitucije nastaje nova jednostavna i nova složena tvar .
Ove reakcije su gotovo uvijek redoks reakcije.

4) Reakcije razmjena su reakcije između dvije složene supstance, čiji molekuli izmjenjuju svoje sastavne dijelove.
Reakcije razmjene uvijek se odvijaju bez prijenosa elektrona, odnosno nisu redoks reakcije.

II ... Na osnovu promene oksidacionog stanja

1) Reakcije koje se odvijaju bez promjene oksidacijskog stanja - reakcije neutralizacije

2) Sa promjenom oksidacijskog stanja

III ... U zavisnosti od prisustva katalizatora

1) Nekatalitički (idite bez prisustva katalizatora);

2) Katalitički (dolazi uz prisustvo katalizatora)

IV ... Toplotni efekat

1) Egzotermno (sa oslobađanjem topline):

2) Endotermni (sa apsorpcijom topline):

V ... Reverzibilnost

1) Nepovratno (tok samo u jednom smjeru):

2) Reverzibilno (teče istovremeno u smjeru naprijed i nazad):

VI ... Na osnovu homogenosti

1) Homogene (teče u homogenom sistemu):

2) Heterogena (teče u heterogenom sistemu):

Po mehanizmu protoka sve reakcije se mogu podijeliti na jednostavne i složene. Jednostavne reakcije se odvijaju u jednom stupnju i nazivaju se jednofaznim.

Složene reakcije se odvijaju ili uzastopno (višestepene reakcije), ili paralelno, ili serijsko-paralelno.

Svaka faza reakcije može uključivati ​​jedan molekul (monomolekularne reakcije), dva molekula (bimolekularne reakcije) i tri molekula (trimolekularne reakcije).

Oscilatorne reakcije - klasa hemijskih reakcija koje se odvijaju u oscilatornom režimu, u kojima se neki parametri reakcije (boja, koncentracija komponenti, temperatura, itd.) periodično menjaju, formirajući složenu prostorno-vremensku strukturu reakcionog medija.

(Sistemska reakcija bromat-malonska kiselina-cerijum Belousov-Zhabotinsky)

3.4. Kataliza

Tvari koje učestvuju u reakcijama i povećavaju njihovu brzinu, ostajući nepromijenjene do kraja reakcije, nazivaju sekatalizatori .

Mehanizam djelovanja katalizatora povezan je sa smanjenjem energije aktivacije reakcije zbog stvaranja međuspojeva.

At homogena kataliza reagensi i katalizator čine jednu fazu (u istom su agregacijskom stanju).

At heterogena kataliza - različite faze (u različitim agregatnim stanjima).

U nekim slučajevima moguće je drastično usporiti tok nepoželjnih hemijskih procesa dodavanjem u reakcioni medij.inhibitori(fenomen " negativna kataliza ").

Stranica 1

OSNOVE HEMIJSKE TERMODINAMIJE I HEMIJSKE KINETIKE

Parametar	Oznaka, jedinica	Semantičko značenje
Unutrašnja energija	U, kJ / mol	Ukupna energija sistema, jednaka zbiru kinetičke, potencijalne i drugih vrsta energije svih čestica ovog sistema. Ovo je funkcija stanja, čiji je prirast jednak toplini koju sistem primi u izohoričnom procesu.
Posao	A, kJ/mol	Energetska mjera usmjerenih oblika kretanja čestica u procesu interakcije sistema sa okolinom.
Toplota	Q, kJ/mol	Energetska mjera haotičnih oblika kretanja čestica u procesu interakcije sistema sa okolinom.
Prvi zakon termodinamike	Q = ∆U + A	Toplota koja se dovodi u zatvoreni sistem troši se na povećanje unutrašnje energije sistema i na performanse sistema protiv spoljašnjih sila okoline.
Entropija	S, J. (mol ∙ K) ∆S = Q / T, ∆S ° p - tion = ∑v 1 S ° (prod.p-tion) -∑v 1 (originalni in-in)	Funkcija stanja koja karakteriše stepen poremećenosti sistema, tj. nehomogenost položaja i kretanja njegovih čestica, čiji je prirast jednak toplini koja se dovodi u sistem u reverzibilnom izotermnom procesu, podijeljenoj s apsolutnom temperaturom na kojoj se proces odvija.
Entalpija	H, kJ/mol ∆H = ∆U + p∆V	Funkcija stanja koja karakteriše energetsko stanje sistema u izobarnim uslovima.
Entalpija reakcije	∆H p-cija, kJ / mol	Količina toplote koja se oslobađa ili apsorbuje tokom hemijskih reakcija u izobarnim uslovima.
Standardno stanje	-	Najstabilniji oblik pri datoj temperaturi (obično 298 K) i pritisku od 1 atm.
Standardni uslovi	s.u.	Pritisak: 101 325 Pa = 1 atm = 760 mm Hg Temperatura: 25⁰S≈298K. n (X) = 1 mol.
Standardna entalpija stvaranja jednostavnih supstanci		Sa s.u. uzeti kao nula za jednostavne supstance u njihovim termodinamički najstabilnijim agregatnim i alotropskim stanjima.
Standardna entalpija stvaranja složenih supstanci	∆H ° uzorak 298 (tvar, agregacijsko stanje), kJ/mol	Entalpija reakcije stvaranja 1 mol ove supstance iz jednostavnih supstanci u a.s.
Standardna entalpija sagorevanja	∆H ° sagorijevanje (X), kJ / mol	Entalpija sagorevanja (oksidacije) 1 mol supstance u više okside u kiseoniku u suvim uslovima
Entalpija rastvaranja	∆H ° p-cija, kJ / mol Gdje je toplinski kapacitet otopine	Toplotni efekat rastvaranja čvrste supstance u izobaričnim uslovima.
Gibbsova energija	G, kJ/mol ∆G ° = ∆N-T∆S, ∆G ° p-racija = ∑v 1 ∆G ° 1 (prod.p-razmjer) -∑ v 1 ∆G ° 1 (izvorni in-in)	Slobodna energija, generalizovana termodinamička funkcija stanja sistema, uzimajući u obzir energiju i neuređenost sistema u izobaričnim uslovima.
Konstanta ravnoteže hemijske reakcije za ravnotežu	K je jednako, (mol / l) ∆ v, pri čemu ∆v zavisi od vrijednosti stehiometrijskih koeficijenata tvari. Za reakciju aA + bB = cC + dD	Ona je jednaka omjeru proizvoda ravnotežne koncentracije produkta reakcije i proizvoda ravnotežnih koncentracija reaktanata u snagama jednakim stehiometrijskim koeficijentima.
Van't Hoffova jednadžba izoterme	Za reverzibilnu reakciju aA + bB = cC + dD , ∆G ° p-tion = -RTlnK je jednako,	Omogućuje vam izračunavanje Gibbsove energije za date vrijednosti koncentracija reagensa i produkta reakcije.
Zakon o masovnoj akciji za kinetiku	V = kc (A) a c (B) b	Brzina reakcije je proporcionalna proizvodu koncentracija reagujućih supstanci u snagama, koje se nazivaju redosledi reakcije u odnosu na odgovarajuće supstance.
Redoslijed reakcija prema supstanci	n i	Eksponent u koji koncentracija reaktanta ulazi u jednadžbu za brzinu kemijske reakcije. Redoslijed može biti bilo koje vrijednosti: cijeli, razlomak, pozitivan, nula, negativan, pa čak i varijabla ovisno o dubini reakcije.
Opšti redosled reakcija	n = n λ + n β + ...	Zbroj redosleda reakcija za sve reagense.
Prosječna brzina reakcije prema tvari		Prosječna brzina nad materijom za dati vremenski period
Prava brzina reakcije		Karakterizira brzinu reakcije u datom trenutku (∆τ → 0); v 1 je stehiometrijski koeficijent supstance u reakciji.
Prava brzina reakcije po supstanci		Karakterizira brzinu tvari u datom trenutku (∆τ → 0).
Konstanta brzine reakcije	k, s -1 - za reakcije 1. reda; l / (mol ∙ s) - za reakcije 2. reda	Pojedinačna karakteristika reakcije je numerički jednaka brzini reakcije pri koncentracijama reagensa jednakim 1 mol/l.
Energija aktivacije	E a, kJ/mol	Minimalni višak energije čestica u interakciji, dovoljan da te čestice uđu u hemijsku reakciju.
Poluživot	Τ1 / 2, s, min, h, dan	Vrijeme tokom kojeg se koncentracija reaktanta prepolovi.
Poluživot	Τ1 / 2, s, min, h, dan	Vrijeme u kojem se količina radioaktivnosti smanjuje za 2 puta.
Kinetička jednadžba za 1-bitne reakcije (integralni oblik)	c = c 0 e - kt	Jednačina je linearna u odnosu na varijable ln sa i t; k je konstanta brzine reakcije 1. reda; sa 0 - koncentracija polazne supstance u početnom trenutku vremena; c - trenutna koncentracija originalne supstance u trenutku t; t je vrijeme proteklo od početka reakcije.
Van't Hoffovo pravilo	gdje je temperaturni koeficijent brzine reakcije;

Brzina hemijskih reakcija. Definicija pojma. Faktori koji utiču na brzinu hemijske reakcije: koncentracija reagensa, pritisak, temperatura, prisustvo katalizatora. Zakon djelovanja mase (MWA) kao osnovni zakon kemijske kinetike. Konstantna brzina, njeno fizičko značenje. Utjecaj na konstantu brzine reakcije prirode reaktanata, temperature i prisutnosti katalizatora.

1. sa. 102-105; 2. sa. 163-166; 3. sa. 196-207, str. 210-213; 4. sa. 185-188; 5. sa. 48-50; 6. sa. 198-201; 8. sa. 14-19

Homogena brzina reakcije - to je vrijednost brojčano jednaka promjeni koncentracije bilo kojeg učesnika u reakciji u jedinici vremena.

Prosječna brzina reakcije v cf u vremenskom intervalu od t 1 to t 2 se određuje omjerom:

Glavni faktori koji utiču na brzinu homogene hemijske reakcije :

- priroda reaktanata;

- koncentracija reagensa;

- pritisak (ako su gasovi uključeni u reakciju);

- temperatura;

- prisustvo katalizatora.

Heterogena brzina reakcije - je vrijednost brojčano jednaka promjeni koncentracije bilo kojeg učesnika u reakciji u jedinici vremena po jedinici površine:.

Po stupnju, hemijske reakcije se dijele na osnovno i kompleks... Većina hemijskih reakcija su složeni procesi koji se odvijaju u nekoliko faza, tj. koji se sastoji od nekoliko elementarnih procesa.

Za elementarne reakcije je tačno zakon masovne akcije: brzina elementarne hemijske reakcije na datoj temperaturi direktno je proporcionalna proizvodu koncentracija reaktanata u snagama jednakim stehiometrijskim koeficijentima jednačine reakcije.

Za elementarnu reakciju aA + bB → ... brzina reakcije, prema zakonu djelovanja mase, izražava se omjerom:

gdje (A) i sa (V) - molarne koncentracije reaktanata A i V; a i b - odgovarajući stehiometrijski koeficijenti; k - konstanta brzine reakcije .

Za heterogene reakcije, jednadžba zakona djelovanja mase uključuje koncentracije ne svih reagensa, već samo plinovitih ili otopljenih. Dakle, za reakciju sagorijevanja ugljika:

C (c) + O 2 (g) → CO 2 (g)

jednačina brzine ima oblik.

Fizičko značenje konstante brzine je numerički je jednaka brzini kemijske reakcije pri koncentracijama reaktanata jednakim 1 mol / dm 3.

Konstanta brzine homogene reakcije zavisi od prirode reaktanata, temperature i katalizatora.

Utjecaj temperature na brzinu kemijske reakcije. Temperaturni koeficijent brzine hemijske reakcije. Aktivni molekuli. Kriva raspodjele molekula prema njihovoj kinetičkoj energiji. Energija aktivacije. Omjer vrijednosti energije aktivacije i energije kemijske veze u originalnim molekulima. Prolazno stanje ili aktivirani kompleks. Energija aktivacije i toplota reakcije (energetska shema). Zavisnost temperaturnog koeficijenta brzine reakcije od vrijednosti aktivacijske energije.

1. sa. 106-108; 2. sa. 166-170; 3. sa. 210-217; 4. sa. 188-191; 5. sa. 50-51; 6. sa. 202-207; 8 ... sa. 19-21.

Kako temperatura raste, brzina kemijske reakcije se obično povećava.

Vrijednost koja pokazuje koliko puta se brzina reakcije povećava s porastom temperature za 10 stepeni (ili, što je isto, za 10 K), naziva se temperaturni koeficijent brzine hemijske reakcije (γ):

gdje su brzine reakcije na temperaturama T 2 i T 1 ; γ je temperaturni koeficijent brzine reakcije.

Ovisnost brzine reakcije o temperaturi približno je određena empirijskim van't Hoffovo pravilo: Kada temperatura poraste za svakih 10 stepeni, brzina hemijske reakcije se povećava za 2-4 puta.

Tačniji opis zavisnosti brzine reakcije od temperature izvodljiv je u okviru Arrheniusove aktivacijske teorije. Prema ovoj teoriji, hemijska reakcija može nastupiti samo kada se aktivne čestice sudare. Aktivan nazivaju se čestice koje imaju određenu karakteristiku date reakcije, energiju potrebnu za savladavanje odbojnih sila koje nastaju između elektronskih omotača čestica koje reaguju.

Udio aktivnih čestica raste s porastom temperature.

Aktivirani kompleks - ovo je srednja nestabilna grupa koja se formira tokom sudara aktivnih čestica i nalazi se u stanju preraspodele veze... Produkti reakcije nastaju tokom razgradnje aktiviranog kompleksa.

Energija aktivacije i E a jednaka je razlici između prosječne energije reagujućih čestica i energije aktiviranog kompleksa.

Za većinu hemijskih reakcija, energija aktivacije je manja od energije disocijacije najslabije veze u molekulima supstanci koje reaguju.

U teoriji aktivacije, utjecaj temperatura o brzini kemijske reakcije opisuje se Arrheniusovom jednadžbom za konstantu brzine kemijske reakcije:

gdje A- konstantan faktor, nezavisan od temperature, određen prirodom supstanci koje reaguju; e- osnovicu prirodnog logaritma; E a - energija aktivacije; R- molarna gasna konstanta.

Kao što slijedi iz Arrheniusove jednadžbe, što je niža energija aktivacije, veća je konstanta brzine reakcije. Čak i neznatno smanjenje energije aktivacije (na primjer, pri dodavanju katalizatora) dovodi do primjetnog povećanja brzine reakcije.

Prema Arrheniusovoj jednačini, povećanje temperature dovodi do povećanja konstante brzine kemijske reakcije. Što je vrijednost veća E a, to je uočljiviji uticaj temperature na brzinu reakcije i, prema tome, veći je temperaturni koeficijent brzine reakcije.

Utjecaj katalizatora na brzinu kemijske reakcije. Homogena i heterogena kataliza. Elementi teorije homogene katalize. Srednja teorija. Elementi teorije heterogene katalize. Aktivni centri i njihova uloga u heterogenoj katalizi. Koncept adsorpcije. Utjecaj katalizatora na energiju aktivacije kemijske reakcije. Kataliza u prirodi, industriji, tehnologiji. Biohemijska kataliza. Enzimi.

1. sa. 108-109; 2. sa. 170-173; 3. sa. 218-223; 4 . sa. 197-199; 6. sa. 213-222; 7. sa. 197-202 .; 8. sa. 21-22.

Kataliza naziva se promjena brzine kemijske reakcije pod djelovanjem tvari, čija količina i priroda nakon završetka reakcije ostaju iste kao prije reakcije.

Katalizator - to je supstanca koja mijenja brzinu kemijske reakcije i nakon nje ostaje kemijski nepromijenjena.

Pozitivni katalizator ubrzava reakciju; negativni katalizator, ili inhibitor, usporava reakciju.

U većini slučajeva, učinak katalizatora se objašnjava činjenicom da smanjuje energiju aktivacije reakcije. Svaki od međuprocesa koji uključuje katalizator odvija se s nižom energijom aktivacije od nekatalizirane reakcije.

At homogena kataliza katalizator i reaktanti čine jednu fazu (rastvor). At heterogena kataliza katalizator (obično čvrsti) i reaktanti su u različitim fazama.

U toku homogene katalize, katalizator sa reagensom formira međuspoj, koji reaguje velikom brzinom sa drugim reagensom ili se brzo razgrađuje sa oslobađanjem produkta reakcije.

Primjer homogene katalize: oksidacija sumporovog (IV) oksida u sumporov (VI) oksid kisikom u azotnoj metodi proizvodnje sumporne kiseline (ovdje je katalizator dušikov oksid (II), koji lako reagira s kisikom).

Kod heterogene katalize, reakcija se odvija na površini katalizatora. Početne faze su difuzija čestica reagensa na katalizator i njihova adsorpcija(tj. apsorpcija) površinom katalizatora. Molekule reagensa stupaju u interakciju s atomima ili grupama atoma koji se nalaze na površini katalizatora, formirajući srednji površinski spojevi... Preraspodjela elektronske gustine koja se javlja u takvim intermedijarnim jedinjenjima dovodi do stvaranja novih supstanci koje desorbovan, odnosno uklanjaju se sa površine.

Proces formiranja međupovršinskih spojeva odvija se na aktivni centri katalizator - na površinama koje karakterizira posebna raspodjela elektronske gustine.

Primjer heterogene katalize: oksidacija sumpor (IV) oksida u sumpor (VI) oksid kisikom u kontaktnoj metodi proizvodnje sumporne kiseline (ovdje katalizator može biti vanadijev (V) oksid sa aditivima).

Primjeri katalitičkih procesa u industriji i tehnologiji: sinteza amonijaka, sinteza dušične i sumporne kiseline, kreking i reforming nafte, naknadno sagorijevanje produkata nepotpunog sagorijevanja benzina u automobilima itd.

Primjeri katalitičkih procesa u prirodi su brojni, jer većina biohemijske reakcije- hemijske reakcije koje se dešavaju u živim organizmima - spadaju u katalitičke reakcije. Katalizatori takvih reakcija su proteinske supstance tzv enzimi... U ljudskom tijelu postoji oko 30 hiljada enzima, od kojih svaki katalizuje prolazak samo jednog procesa ili jedne vrste procesa (na primjer, pljuvačka ptyalin katalizira pretvaranje škroba u šećer).

Hemijska ravnoteža. Reverzibilne i ireverzibilne hemijske reakcije. Stanje hemijske ravnoteže. Konstanta hemijske ravnoteže. Faktori koji određuju vrijednost konstante ravnoteže: priroda reagujućih supstanci i temperatura. Promena hemijske ravnoteže. Utjecaj promjena koncentracije, pritiska i temperature na položaj hemijske ravnoteže.

1. sa. 109-115; 2. sa. 176-182; 3 ... sa. 184-195, str. 207-209; 4. 172-176, str. 187-188; 5. sa. 51-54; 8 ... sa. 24-31.

Kemijske reakcije, uslijed kojih se polazni materijali u potpunosti pretvaraju u produkte reakcije, nazivaju se nepovratan. Zovu se reakcije koje se odvijaju istovremeno u dva suprotna smjera (naprijed i nazad).reverzibilno.

U reverzibilnim reakcijama, stanje sistema u kojem su brzine naprijed i nazad reakcije jednake () naziva se stanje hemijske ravnoteže... Hemijska ravnoteža je dinamičan odnosno njeno uspostavljanje ne znači i prekid reakcije. U opštem slučaju, za bilo koju reverzibilnu reakciju aA + bB ↔ dD + eE, bez obzira na njen mehanizam, ispunjen je sledeći odnos:

Kada se uspostavi ravnoteža, proizvod koncentracija produkta reakcije podijeljen s umnoškom koncentracija polaznih tvari za datu reakciju na datoj temperaturi je konstantna vrijednost tzv. konstanta ravnoteže(TO).

Vrijednost konstante ravnoteže ovisi o prirodi tvari koje reagiraju i temperaturi, ali ne ovisi o koncentracijama komponenti ravnotežne smjese.

Promene uslova (temperatura, pritisak, koncentracija), pod kojima je sistem u stanju hemijske ravnoteže (), izaziva neravnotežu. Kao rezultat nejednakih promjena u brzinama prednjih i reverznih reakcija () tokom vremena, u sistemu se uspostavlja nova hemijska ravnoteža () koja odgovara novim uslovima. Prijelaz iz jednog ravnotežnog stanja u drugo naziva se pomak ili pomicanje ravnotežnog položaja..

Ako se pri prijelazu iz jednog ravnotežnog stanja u drugo povećavaju koncentracije tvari zapisane na desnoj strani jednačine reakcije, kaže se da ravnoteža se pomera udesno... Ako se pri prijelazu iz jednog ravnotežnog stanja u drugo povećavaju koncentracije tvari zapisanih na lijevoj strani jednadžbe reakcije, kažu da ravnoteža se pomiče ulijevo.

Određuje se pravac pomeranja hemijske ravnoteže kao rezultat promena spoljašnjih uslova Le Chatelierov princip: Ako se na sistem u stanju hemijske ravnoteže izvrši spoljašnji efekat, onda će on favorizovati tok jednog od dva suprotna procesa koji ovaj efekat slabi.

Prema Le Chatelierovom principu,

Povećanje koncentracije komponente zapisane na lijevoj strani jednačine dovodi do pomaka ravnoteže udesno; povećanje koncentracije komponente zapisane na desnoj strani jednačine dovodi do pomaka ravnoteže ulijevo;

Sa povećanjem temperature, ravnoteža se pomera prema toku endotermne reakcije, a sa smanjenjem temperature prema toku egzotermne reakcije;

Sa povećanjem pritiska, ravnoteža se pomera prema reakciji, čime se smanjuje broj molekula gasovitih supstanci u sistemu, a sa smanjenjem pritiska prema strani reakcije koja povećava broj molekula gasovitih materija.

Fotohemijske i lančane reakcije. Osobine toka fotohemijskih reakcija. Fotohemijske reakcije i divlje životinje. Nerazgranate i razgranate kemijske reakcije (na primjer, reakcije stvaranja klorovodika i vode iz jednostavnih tvari). Uslovi za pokretanje i prekid lanaca.

2. sa. 173-176; 3. sa. 224-226; 4. 193-196; 6. sa. 207-210; 8. sa. 49-50.

Fotohemijske reakcije - to su reakcije koje se odvijaju pod uticajem svetlosti. Fotohemijska reakcija se odvija ako reagens apsorbuje kvante zračenja, koje karakteriše energija sasvim određena za datu reakciju.

U slučaju nekih fotohemijskih reakcija, apsorbujući energiju, molekuli reagensa prelaze u pobuđeno stanje, tj. postati aktivan.

U drugim slučajevima, fotokemijska reakcija nastaje ako se kvanti tako velike energije apsorbiraju da se kemijske veze razbiju i molekule razdvoje na atome ili grupe atoma.

Što je intenzitet zračenja veći, to je veća brzina fotohemijske reakcije.

Primjer fotokemijske reakcije u divljim životinjama: fotosinteza, tj. formiranje ćelija od strane organizama organskih supstanci usled energije svetlosti. U većini organizama fotosinteza se odvija uz učešće hlorofila; u slučaju viših biljaka, fotosinteza se sumira jednadžbom:

CO 2 + H 2 O organska materija + O 2

Funkcionisanje vida takođe se zasniva na fotohemijskim procesima.

Lančana reakcija - reakcija, koja je lanac elementarnih činova interakcije, a mogućnost svakog čina interakcije zavisi od uspjeha prethodnog čina.

Faze lančana reakcija:

Poreklo lanca

razvoj lanca,

Otvoreno kolo.

Nukleacija lanca nastaje kada se aktivne čestice sa nesparenim elektronima (atomi, slobodni radikali) formiraju zbog vanjskog izvora energije (kvant elektromagnetnog zračenja, zagrijavanje, električno pražnjenje).

Tokom razvoja lanca, radikali stupaju u interakciju sa originalnim molekulima, a u svakom činu interakcije nastaju novi radikali.

Prekid lanca nastaje kada se dva radikala sudare i prenose energiju oslobođenu pri tome na treće tijelo (molekul koji je otporan na raspadanje, ili zid posude). Lanac se također može prekinuti ako se formira radikal niske aktivnosti.

Dvije vrste lančane reakcije: nerazgranate i razgranate.

V nerazgranat reakcije u fazi razvoja lanca iz jednog reaktivnog radikala nastaje jedan novi radikal.

V razgranat U reakcijama u fazi razvoja lanca, iz jednog reaktivnog radikala nastaje više od jednog novog radikala.

6. Faktori koji određuju smjer kemijske reakcije. Elementi hemijske termodinamike. Pojmovi: faza, sistem, okruženje, makro- i mikrostanja. Osnovne termodinamičke karakteristike. Unutrašnja energija sistema i njena promena u toku hemijskih transformacija. Entalpija. Odnos entalpije i unutrašnje energije sistema. Standardna entalpija supstance. Promjena entalpije u sistemima tokom hemijskih transformacija. Toplotni efekat (entalpija) hemijske reakcije. Egzo- i endotermni procesi.

1. sa. 89-97; 2. sa. 158-163, str. 187-194; 3. sa. 162-170; 4. sa. 156-165; 5. sa. 39-41; 6. sa. 174-185; 8. sa. 32-37.

Termodinamika proučava obrasce razmjene energije između sistema i vanjskog okruženja, mogućnost, smjer i granice spontanog toka hemijskih procesa.

Termodinamički sistem(ili jednostavno sistem) – tijelo ili grupa tijela u interakciji mentalno identificirana u prostoru... Ostatak prostora izvan sistema se zove okruženje(ili jednostavno okruženje). Sistem je od okoline odvojen realnom ili imaginarnom površinom .

Homogeni sistem sastoji se od jedne faze, heterogeni sistem- od dvije ili više faza.

Fazea –to je dio sistema koji je homogen u svim svojim tačkama po hemijskom sastavu i svojstvima i odvojen je od ostalih faza sistema interfejsom.

Država sistem karakteriše sveukupnost njegovih fizičkih i hemijskih svojstava. Makrostanje je određena prosječnim parametrima cjelokupnog skupa čestica sistema, i mikrostanje- parametri svake pojedinačne čestice.

Pozivaju se nezavisne varijable koje određuju makro stanje sistema termodinamičke varijable, ili parametri stanja... Temperatura se obično bira kao parametar stanja T, pritisak R, volumen V, hemijska količina n, koncentracija sa itd.

Fizička veličina čija vrijednost ovisi samo o parametrima stanja i ne ovisi o putu prijelaza u dato stanje naziva se državna funkcija. Državne funkcije su posebno:

U- unutrašnja energija;

N- entalpija;

S- entropija;

G- Gibbsova energija (ili slobodna energija, ili izobarično-izotermni potencijal).

Unutrašnja energija sistema U – to je njegova ukupna energija, koja se sastoji od kinetičke i potencijalne energije svih čestica sistema (molekula, atoma, jezgara, elektrona) bez uzimanja u obzir kinetičke i potencijalne energije sistema kao celine. Pošto je potpuni prikaz svih ovih komponenti nemoguć, onda se u termodinamičkom proučavanju sistema razmatra promjena njegova unutrašnja energija pri prelasku iz jednog stanja ( U 1) drugom ( U 2):

U 1 U 2 DU = U 2 - U 1

Promjena unutrašnje energije sistema može se odrediti eksperimentalno.

Sistem može razmjenjivati ​​energiju (toplotu Q) sa okolinom i obaviti posao A, ili, obrnuto, rad se može obaviti na sistemu. Prema prvi zakon termodinamike, što je posledica zakona održanja energije, toplina koju primi sistem može se koristiti samo za povećanje unutrašnje energije sistema i za obavljanje rada sistema:

U nastavku ćemo razmotriti svojstva ovakvih sistema na koje ne utiču nikakve druge sile osim sila vanjskog pritiska.

Ako se proces u sistemu odvija konstantnom zapreminom (tj. nema rada protiv sila spoljašnjeg pritiska), tada A = 0. Onda termalni efekatproces konstantne zapremine, Q v je jednako promjeni unutrašnje energije sistema:

Q v = ΔU

Većina hemijskih reakcija sa kojima se čovek mora suočiti u svakodnevnom životu odvija se pod stalnim pritiskom ( izobarski procesi). Ako na sistem ne djeluju druge sile osim konstantnog vanjskog pritiska, tada:

A = p (V 2 -V 1) = pDV

Stoga, u našem slučaju ( R= const):

Q p = U 2 - U 1 + p (V 2 - V 1), odakle

Q p = (U 2 + pV 2) - (U 1 + pV 1)

Funkcija U + pV se zove entalpija; označava se slovom N . Entalpija je funkcija stanja i ima dimenziju energije (J).

Q p = H 2 - H 1 = DH

Toplotni efekat reakcije pri konstantnom pritisku i temperaturu T je jednako promjeni entalpije sistema tokom reakcije. Zavisi od prirode reagensa i proizvoda, njihovog fizičkog stanja, uslova ( T, str) reakciju, kao i količinu supstanci uključenih u reakciju.

Entalpija reakcijenaziva se promjena entalpije sistema u kojem reaktanti interaguju u količinama jednakim stehiometrijskim koeficijentima jednačine reakcije.

Entalpija reakcije se naziva standard ako su reagensi i produkti reakcije u standardnim stanjima.

Standardna stanja su:

Za čvrstu - pojedinačnu kristalnu supstancu na 101,32 kPa,

Za tečnu supstancu - pojedinačnu tečnu supstancu na 101,32 kPa,

Za gasovitu materiju - gas pod parcijalnim pritiskom od 101,32 kPa,

Za otopljenu tvar, tvar u otopini molaliteta od 1 mol/kg, a pretpostavlja se da otopina ima svojstva beskonačno razrijeđene otopine.

Standardna entalpija reakcije stvaranja 1 mol date tvari iz jednostavnih tvari naziva se standardna entalpija formiranja ove supstance.

Primjer snimanja: D f H oko 298(CO 2) = -393,5 kJ / mol.

Standardna entalpija formiranja jednostavne supstance u najstabilnijem (za dati p i T) agregacijskom stanju uzima se 0. Ako element formira nekoliko alotropskih modifikacija, tada samo najstabilnija ima nultu standardnu ​​entalpiju formiranja (dato R i T) modifikacija.

Obično se termodinamičke veličine određuju na standardni uslovi:

R= 101,32 kPa i T= 298 K (25 o C).

Hemijske jednadžbe koje ukazuju na promjenu entalpije (toplotni efekti reakcija) nazivaju se termohemijske jednačine. U literaturi se mogu naći dva oblika pisanja termohemijskih jednačina.

Termodinamički oblik pisanja termohemijske jednačine:

C (grafit) + O 2 (g) ® CO 2 (g); DH oko 298= -393,5 kJ

Termohemijski oblik pisanja termohemijske jednadžbe istog procesa:

C (grafit) + O 2 (g) ® CO 2 (g) + 393,5 kJ.

U termodinamici se toplotni efekti procesa razmatraju sa stanovišta sistema, dakle, ako sistem oslobađa toplotu, onda Q<0, а энтальпия системы уменьшается (ΔH< 0).

U klasičnoj termohemiji, toplotni efekti se razmatraju sa stanovišta okoline, dakle, ako sistem emituje toplotu, onda se pretpostavlja da Q>0.

Egzotermno naziva se proces koji se odvija oslobađanjem toplote (ΔH<0).

Endotermni se naziva proces koji se odvija uz apsorpciju toplote (ΔH> 0).

Osnovni zakon termohemije je Hesov zakon: toplotni efekat reakcije je određen samo početnim i konačnim stanjem sistema i ne zavisi od putanje prelaska sistema iz jednog stanja u drugo.

Korolar iz Hesovog zakona : standardna toplota reakcije jednaka je zbroju standardnih toplota formiranja produkta reakcije minus zbroj standardnih toplota formiranja polaznih materijala, uzimajući u obzir stehiometrijske koeficijente:

DH oko 298 (p-cije) = åD f N oko 298 (nastavak) –ÅD f N oko 298 (izlaz.)

7. Koncept entropije. Promjena entropije u toku faznih transformacija i hemijskih procesa. Koncept izobarično-izotermnog potencijala sistema (Gibbsova energija, slobodna energija). Odnos između veličine promjene Gibbsove energije i veličine promjene entalpije i entropije reakcije (osnovni termodinamički odnos). Termodinamička analiza mogućnosti i uslova hemijskih reakcija. Osobine toka hemijskih procesa u živim organizmima.

1. sa. 97-102; 2. sa. 189-196; 3. sa. 170-183; 4. sa. 165-171; 5. sa. 42-44; 6. sa. 186-197; 8. sa. 37-46.

Entropija S- to je vrijednost proporcionalna logaritmu broja jednakovjerovatnih mikrostanja kroz koje se dato makrostanje može realizirati:

Jedinica entropije je J/mol · K.

Entropija je kvantitativna mjera stepena nereda u sistemu.

Entropija raste sa prelaskom supstance iz kristalnog u tečno i iz tekućeg u gasovito stanje, kada se kristali rastvaraju, kada se gasovi šire, tokom hemijskih interakcija koje dovode do povećanja broja čestica, a posebno čestica u gasovitom stanju. Naprotiv, svi procesi, usled kojih se povećava uređenost sistema (kondenzacija, polimerizacija, kompresija, smanjenje broja čestica), praćeni su smanjenjem entropije.

Postoje metode za izračunavanje apsolutne vrijednosti entropije neke supstance, stoga tabele termodinamičkih karakteristika pojedinih supstanci daju podatke za S 0, ali ne i za Δ S 0.

Standardna entropija jednostavne supstance, za razliku od entalpije formiranja jednostavne supstance, nije nula.

Za entropiju, izjava slična onoj koja je gore razmatrana DN: promjena entropije sistema kao rezultat kemijske reakcije (DS) jednaka je zbiru entropija produkta reakcije minus zbiru entropija početnih supstanci. Kao i kod izračunavanja entalpije, sumiranje se vrši uzimajući u obzir stehiometrijske koeficijente.

Smjer u kojem se kemijska reakcija spontano odvija određen je kombinovanim djelovanjem dva faktora: 1) tendencija da sistem pređe u stanje sa najnižom unutrašnjom energijom (u slučaju izobarnih procesa-sa najnižom entalpijom); 2) tendencija postizanja najvjerovatnijeg stanja, odnosno stanja koje se može ostvariti na najveći broj jednako vjerovatnih načina (mikrostanja):

Δ H → min,Δ S → maks

Funkcija države, koja istovremeno odražava uticaj obe navedene tendencije na pravac toka hemijskih procesa, je Gibbsova energija (slobodna energija , ili izobarično-izotermni potencijal) povezan sa entalpijom i entropijom omjerom

G = H - TS,

gdje T- apsolutna temperatura.

Kao što možete vidjeti, Gibbsova energija ima istu dimenziju kao entalpija i stoga se obično izražava u J ili kJ.

Za izobarno-izotermni procesi, (tj. procesi koji se odvijaju pri konstantnoj temperaturi i pritisku), promjena Gibbsove energije je:

Kao u slučaju D H i D S, Gibbsova promjena energije D G kao rezultat hemijske reakcije(Gibbsova energija reakcije) jednak je zbiru Gibbsovih energija formiranja produkta reakcije minus zbroj Gibbsovih energija formiranja početnih supstanci; zbrajanje se provodi uzimajući u obzir broj molova tvari koje sudjeluju u reakciji.

Gibbsova energija formiranja supstance odnosi se na 1 mol ove supstance i obično se izražava u kJ/mol; štaviše, D G 0 formiranja najstabilnije modifikacije jednostavne supstance uzima se jednakim nuli.

Pri konstantnoj temperaturi i pritisku, hemijske reakcije se mogu spontano odvijati samo u tom pravcu da se Gibsova energija sistema smanjuje ( D G<0).To je uslov za suštinsku mogućnost sprovođenja ovog procesa.

Donja tabela prikazuje mogućnost i uslove reakcije za različite kombinacije znakova D N i D S.

Po znaku D G možete procijeniti mogućnost (nemogućnost) spontano protok odvojeno uzeti proces. Ako uključite sistem uticaj, tada je u njemu moguće izvršiti prijelaz iz jedne supstance u drugu, karakteriziran povećanjem slobodne energije (D G> 0). Na primjer, u ćelijama živih organizama odvijaju se reakcije stvaranja složenih organskih spojeva; pokretačka snaga takvih procesa je sunčevo zračenje i oksidacijske reakcije u ćeliji.

"TEMELJE HEMIJSKE TERMODINAMIKE, HEMIJSKE KINETIKE I RAVNOTEŽE"

Osnove hemijske termodinamike

1 ... Šta proučava hemijska termodinamika:

1) stopu nastanka hemijskih transformacija i mehanizme tih transformacija;

2) energetske karakteristike fizičko-hemijskih procesa i sposobnost hemijskih sistema da obavljaju koristan rad;

3) uslove za pomeranje hemijske ravnoteže;

4) uticaj katalizatora na brzinu biohemijskih procesa.

2. Otvoreni sistem je sistem koji:

3. Zatvoreni sistem je sistem koji:

1) ne razmenjuje materiju ili energiju sa okolinom;

2) razmenjuje materiju i energiju sa okolinom;

3) razmenjuje energiju sa okolinom, ali ne razmenjuje materiju;

4) razmenjuje materiju sa okolinom, ali ne razmenjuje energiju.

4. Izolovani sistem je sistem koji:

1) ne razmenjuje materiju ili energiju sa okolinom;

2) razmenjuje materiju i energiju sa okolinom;

3) razmenjuje energiju sa okolinom, ali ne razmenjuje materiju;

4) razmenjuje materiju sa okolinom, ali ne razmenjuje energiju.

5. Koja vrsta termodinamičkih sistema je rješenje u zatvorenoj ampuli smještenoj u termostatu?

1) izolovan;

2) otvoren;

3) zatvoreno;

4) stacionarni.

6. Kojoj vrsti termodinamičkih sistema pripada rastvor u zatvorenoj ampuli?

1) izolovan;

2) otvoren;

3) zatvoreno;

4) stacionarni.

7. Kojoj vrsti termodinamičkih sistema pripada živa ćelija?

1) otvoren;

2) zatvoreno;

3) izolovani;

4) ravnoteža.

8 ... Koji se parametri termodinamičkog sistema nazivaju ekstenzivnim?

1) čija vrednost ne zavisi od broja čestica u sistemu;

3) čija vrednost zavisi od stanja agregacije sistema;

9. Koji se parametri termodinamičkog sistema nazivaju intenzivnim?

!) čija vrijednost ne zavisi od broja čestica u sistemu;

2) čija vrednost zavisi od broja čestica u sistemu;

3) čija vrednost zavisi od stanja agregacije;

4) čija vrednost zavisi od vremena.

10 ... Funkcije stanja termodinamičkog sistema su takve veličine koje:

1) zavisi samo od početnog i konačnog stanja sistema;

2) zavisi od putanje procesa;

3) zavisi samo od početnog stanja sistema;

4) zavisi samo od konačnog stanja sistema.

11 ... Koje su veličine funkcije stanja sistema: a) unutrašnja energija; b) rad; c) toplina; d) entalpija; e) entropija.

3) sve količine;

4) a, b, c, d.

12 ... Koja od sljedećih svojstava su intenzivna: a) gustina; b) pritisak; c) masa; d) temperatura; e) entalpija; f) volumen?

3) b, c, d, f;

13. Koja od sljedećih svojstava su ekstenzivna: a) gustina; b) pritisak; c) masa; d) temperatura; e) entalpija; f) volumen?

3) b, c, d, f;

14 ... Koje oblike razmene energije između sistema i okoline smatra termodinamika: a) toplota; b) rad; c) hemijski; d) električni; e) mehanički; f) nuklearna i solarna?

2) c, d, e, f;

3) a, c, d, e, f;

4) a, c, d, e.

15. Procesi koji se odvijaju na konstantnoj temperaturi nazivaju se:

1) izobarni;

2) izotermni;

3) izohorni;

4) adijabatski.

16 ... Procesi koji se odvijaju pri konstantnoj zapremini nazivaju se:

1) izobarni;

2) izotermni;

3) izohorni;

4) adijabatski.

17 ... Procesi koji se odvijaju pri konstantnom pritisku nazivaju se:

1) izobarni;

2) izotermni;

3) izohorni;

4) adijabatski.

18 ... Unutrašnja energija sistema je: 1) celokupna rezerva energije sistema, osim potencijalne energije njegovog položaja i kinetičke energije sistema u celini;

2) celokupno snabdevanje sistema energijom;

3) celokupno snabdevanje energijom sistema, osim potencijalne energije njegovog položaja;

4) veličina koja karakteriše stepen poremećaja u rasporedu čestica u sistemu.

19 ... Koji zakon odražava vezu između rada, toplote i unutrašnje energije sistema?

1) drugi zakon termodinamike;

2) Hesov zakon;

3) prvi zakon termodinamike;

4) Van't Hoffov zakon.

20 ... Prvi zakon termodinamike odražava odnos između:

1) rad, toplina i unutrašnja energija;

2) Gibbsova slobodna energija, entalpija i entropija sistema;

3) rad i toplina sistema;

4) rad i unutrašnja energija.

21 ... Koja je jednačina matematički izraz prvog zakona termodinamike za izolovane sisteme?

l) AU = 0 2) AU = Q-p-AV 3) AG = AH-TAS

22 ... Koja je jednačina matematički izraz prvog zakona termodinamike za zatvorene sisteme?

1) AU = 0; 2) AU = Q-p-AV;

3) AG = AH - T * AS;

23 ... Da li je unutrašnja energija izolovanog sistema konstantna ili promenljiva?

1) konstantan;

2) promenljiva.

24 ... U izolovanom sistemu, reakcija sagorevanja vodonika se odvija sa stvaranjem tečne vode. Da li se unutrašnja energija i entalpija sistema mijenjaju?

1) unutrašnja energija se neće promeniti, promeniće se entalpija;

2) unutrašnja energija će se promeniti, entalpija se neće promeniti;

3) unutrašnja energija se neće promeniti, entalpija se neće promeniti;

4) unutrašnja energija će se promijeniti, entalpija će se promijeniti.

25 ... Pod kojim uslovima je promena unutrašnje energije jednaka toploti koju sistem primi iz okoline?

1) pri konstantnoj zapremini;

3) pri konstantnom pritisku;

4) ni pod kojim okolnostima.

26 ... Toplotni efekat reakcije konstantnog volumena naziva se promjena:

1) entalpija;

2) unutrašnja energija;

3) entropija;

4) Gibbsova slobodna energija.

27 ... Entalpija reakcije je:

28. Hemijski procesi, tokom kojih se entalpija sistema smanjuje i toplota se oslobađa u spoljašnju sredinu, nazivaju se:

1) endotermni;

2) egzotermni;

3) eksergonijski;

4) endergonijski.

29 ... Pod kojim uslovima je promena entalpije jednaka toploti koju sistem primi iz okoline?

1) pri konstantnoj zapremini;

2) na konstantnoj temperaturi;

3) pri konstantnom pritisku;

4) ni pod kojim okolnostima.

30 ... Toplotni efekat reakcije konstantnog pritiska naziva se promena:

1) unutrašnja energija;

2) nijedna od prethodnih definicija nije tačna;

3) entalpija;

4) entropija.

31. Koji se procesi nazivaju endotermnim?

32 ... Koji se procesi nazivaju egzotermnim?

1) za koje je AN negativan;

2) za koje je AG negativan;

3) za koje je AN pozitivan;

4) za koje je AG pozitivan.

33 ... Navedite tekst Hesovog zakona:

1) toplotni efekat reakcije zavisi samo od početnog i konačnog stanja sistema i ne zavisi od putanje reakcije;

2) toplota koju apsorbuje sistem pri konstantnoj zapremini jednaka je promeni unutrašnje energije sistema;

3) toplota koju apsorbuje sistem pri konstantnom pritisku jednaka je promeni entalpije sistema;

4) toplotni efekat reakcije ne zavisi od početnog i konačnog stanja sistema, već zavisi od putanje reakcije.

34. Koji je zakon u osnovi izračunavanja kalorijskog sadržaja hrane?

1) Van't Hoffa;

3) Sečenov;

35. Prilikom oksidacije kojih supstanci u uslovima organizma oslobađa se više energije?

1) proteini;

3) ugljeni hidrati;

4) ugljeni hidrati i proteini.

36 ... Spontani je proces koji:

1) izvedeno bez pomoći katalizatora;

2) praćeno oslobađanjem toplote;

3) se obavlja bez potrošnje energije spolja;

4) nastavlja brzo.

37 ... Entropija reakcije je:

1) količina toplote koja se oslobađa ili apsorbuje tokom hemijske reakcije u izobarično-izotermnim uslovima;

2) količina toplote koja se oslobađa ili apsorbuje tokom hemijske reakcije u izohorno-izotermnim uslovima;

3) vrednost koja karakteriše mogućnost spontanog toka procesa;

4) veličina koja karakteriše stepen poremećaja u rasporedu i kretanju čestica u sistemu.

38 ... Koju funkciju stanja karakteriše težnja sistema da postigne vjerovatno stanje, koje odgovara maksimalnoj nasumičnoj raspodjeli čestica?

1) entalpija;

2) entropija;

3) Gibbsova energija;

4) unutrašnja energija.

39 ... Koliki je omjer entropija tri agregatna stanja jedne tvari: plin, tekućina, čvrsto:

I) S (g)> S (g)> S (tv); 2) S (tv)> S (l)> S (g); 3) S (g)> S (g)> S (TB); 4) stanje agregacije ne utiče na vrednost entropije.

40 ... U kojem od sljedećih procesa treba uočiti najveću pozitivnu promjenu entropije:

1) CH3OH (tv) -> CH, OH (g);

2) CH4OH (s) -> CH 3 OH (l);

3) CH, OH (g) -> CH4OH (s);

4) CH, OH (g) -> CH3OH (tv).

41 ... Odaberite tačnu tvrdnju: entropija sistema raste sa:

1) povećanje pritiska;

2) prelazak iz tečnog u čvrsto agregatno stanje

3) povećanje temperature;

4) prelazak iz gasovitog u tečno stanje.

42. Koja se termodinamička funkcija može koristiti za predviđanje mogućnosti spontane reakcije u izolovanom sistemu?

1) entalpija;

2) unutrašnja energija;

3) entropija;

4) potencijalna energija sistema.

43 ... Koja je jednačina matematički izraz 2. zakona termodinamike za izolovane sisteme?

44 ... Ako sistem reverzibilno prima količinu toplote Q na temperaturi T, tada oko T;

2) povećava se za vrednost Q/T;

3) povećava se za vrednost veću od Q/T;

4) povećava se za iznos manji od Q/T.

45 ... U izolovanom sistemu, hemijska reakcija se javlja spontano sa formiranjem određene količine proizvoda. Kako se mijenja entropija takvog sistema?

1) povećava

2) smanjuje

3) se ne menja

4) dostigne minimalnu vrijednost

46 ... Navedite u kojim procesima i pod kojim uslovima promena entropije može biti jednaka radu procesa?

1) u izobaričnoj, pri konstanti P i T;

2) u izohornom, pri konstanti V i T;

H) promena entropije nikada nije jednaka radu; 4) izotermno, pri konstantnom P i 47 ... Kako će se vezana energija TS sistema promijeniti tokom zagrevanja i tokom njegove kondenzacije?

1) kada se zagreva, raste, kada se kondenzuje, smanjuje se;

2) opada sa zagrevanjem, raste sa kondenzacijom;

3) nema promene u T-S;

4) kada se zagrije i kondenzacija raste.

48 ... Koji parametri sistema moraju biti konstantni da bi se po predznaku promene entropije mogao suditi pravac spontanog toka procesa?

1) pritisak i temperatura;

2) zapreminu i temperaturu;

3) unutrašnja energija i zapremina;

4) samo temperatura.

49 ... U izolovanom sistemu, svi spontani procesi teže povećanju poremećaja. Kako se entropija mijenja?

1) se ne menja;

2) povećava;

3) smanjuje;

4) prvo raste, a zatim opada.

50 ... Entropija se povećava za Q/T za:

1) reverzibilni proces;

2) nepovratan proces;

3) homogena;

4) heterogena.

51 Kako se menja entropija sistema usled direktnih i reverznih reakcija tokom sinteze amonijaka?

3) entropija se ne menja tokom reakcije;

4) entropija raste za reakcije naprijed i nazad.

52 ... Koji faktori koji istovremeno deluju određuju pravac hemijskog procesa?

1) entalpija i temperatura;

2) entalpija i entropija;

3) entropija i temperatura;

4) promjena Gibbsove energije i temperature.

53. U izobarično-izotermnim uslovima, maksimalni rad koji sistem obavlja:

1) jednak je smanjenju Gibbsove energije;

2) veći gubitak Gibbsove energije;

3) manji gubitak Gibbsove energije;

4) jednako je smanjenju entalpije.

54 ... Koji uslovi se moraju poštovati da bi se izvršio maksimalan rad u sistemu usled gubitka Gibsove energije?

1) potrebno je održavati konstantne V i t;

2) potrebno je održavati konstantne P i t;

3) potrebno je održavati konstantne AH i AS;

4) potrebno je održavati konstantne P i V

55 ... Kako se maksimalno korisni rad hemijske reakcije izvodi pri konstantnom pritisku i temperaturi?

1) zbog smanjenja Gibbsove energije;

3) zbog povećanja entalpije;

4) zbog smanjenja entropije.

56. Zbog čega je maksimalno koristan rad koji živi organizam obavlja u izobarično-izotermnim uslovima?

1) zbog smanjenja entalpije;

2) povećanjem entropije;

3) zbog gubitka Gibbsove energije;

4) povećanjem Gibbsove energije.

57 ... Koji se procesi nazivaju endergonijskim?

58. Koji se procesi nazivaju eksergonijskim?

2) AG 0; 4) AG> 0.

59. Spontanu prirodu procesa najbolje je utvrditi procjenom:

1) entropija;

3) entalpija;

2) Gibbsova slobodna energija;

4) temperatura.

60 ... Koja se termodinamička funkcija može koristiti za predviđanje mogućnosti spontanih procesa u živom organizmu?

1) entalpija;

3) entropija;

2) unutrašnja energija;

4) Gibbsova slobodna energija.

61 ... Za reverzibilne procese, promjena Gibbsove slobodne energije...

1) uvek jednak nuli;

2) uvek negativan;

3) uvek pozitivan;

62 ... Za ireverzibilne procese, promjena slobodne energije:

1) uvek jednak nuli;

2) uvek negativan;

3) uvek pozitivan;

4) pozitivno ili negativno, zavisno od okolnosti.

63. U izobarično-izotermnim uslovima u sistemu se spontano mogu javiti samo takvi procesi, usled kojih Gibsova energija:

1) se ne menja;

2) povećava;

3) smanjuje;

4) dostigne svoju maksimalnu vrijednost.

64 ... Za neku hemijsku reakciju u gasnoj fazi pri konstanti P i TAG> 0. U kom pravcu se ta reakcija spontano odvija?

D) u smjeru naprijed;

2) ne može nastaviti pod datim uslovima;

3) u suprotnom smeru;

4) je u stanju ravnoteže.

65 ... Koji je predznak AG procesa topljenja leda na 263 K?

66 ... U kojem od sljedećih slučajeva reakcija nije izvodljiva pri svim temperaturama?

1) AH> 0;AS> 0; 2) AH> 0; AH

3) A # 4) AH = 0; AS = 0.

67. U kojem od sljedećih slučajeva je reakcija moguća na bilo kojoj temperaturi?

1) DH 0; 2) AH 0; AS> 0; 4) AH = 0; AS = 0.

68 ... Ako AN

1) [AN]>;

2) u bilo kom odnosu AH i TAS; 3) (AH]

4) [AH] = [T-A S].

69 ... Pri kojim vrijednostima predznaka AH i AS su mogući samo egzotermni procesi u sistemu?

70. Pri kojim omjerima AN i T*AS je hemijski proces usmjeren ka endotermnoj reakciji:

71 ... Pri kojim konstantnim termodinamičkim parametrima promjena entalpije može poslužiti kao kriterij za smjer spontanog procesa? Koji znak DH u ovim uslovima ukazuje na spontani proces?

1) pri konstanti S i P, AH

3) sa konstantom Put, AH

2) pri konstanti 5 i P, AH> 0; 4) pri konstanti Vn t, AH> 0.

72 ... Da li je moguće i u kojim slučajevima po predznaku promene entalpije u toku hemijske reakcije suditi o mogućnosti njenog nastanka pri konstanti T i P1

1) moguće je ako LÂ »T-AS;

2) pod datim uslovima nemoguće;

3) moguće je, ako AN “T-AS;

4) moguće je ako je AH = T-AS.

73 ... Reakcija 3N 2 + N 2 -> 2NH 3 odvija se na 110°C, tako da su svi reagensi i proizvodi u gasnoj fazi. Koje od sljedećih vrijednosti se zadržavaju tokom reakcije?

2) entropija;

3) entalpija;

74 ... Koja od sljedećih tvrdnji je tačna za reakcije koje se odvijaju pod standardnim uvjetima?

1) endotermne reakcije se ne mogu odvijati spontano;

2) endotermne reakcije mogu nastati na dovoljno niskim temperaturama;

3) endotermne reakcije mogu nastati na visokim temperaturama ako je AS> 0;

4) endotermne reakcije mogu nastati na visokim temperaturama ako je AS

75 ... Koje su karakteristike biohemijskih procesa: a) pridržavaju se principa energetske konjugacije; b) obično reverzibilan; c) složeni; d) samo eksergonijski (AG

1) a, b, c, d;

2) b, c, d; 3) a, 6, c; 4) u, d.

76 ... Eksergonske reakcije u organizmu teku spontano, jer:

77 ... Endergonske reakcije u telu zahtevaju snabdevanje energijom, jer: 1) AG> 0;

78 ... Da li će se tokom hidrolize bilo kog peptida AH 0 ovaj proces odvijati spontano?

1) biće, pošto je AG> 0;

3) neće biti, pošto je AG> 0;

2) biće, pošto AG

4) neće biti, pošto AG

79 ... Kalorijski sadržaj nutrijenata naziva se energija:

1) oslobađa se tokom potpune oksidacije 1 g hranljivih materija;

2) oslobađa se tokom potpune oksidacije 1 mol hranljivih materija;

3) neophodna za potpunu oksidaciju 1 g hranljivih materija;

4) 1 mol nutrijenata potrebnih za potpunu oksidaciju.

80 ... Za proces termičke denaturacije mnogih enzima, LA> 0 i AS> 0. Može li se ovaj proces odvijati spontano?

1) može na visokim temperaturama, pošto \ T-AS \> | HELL];

2) može na niskim temperaturama, pošto \ T-AS \

3) ne može, jer \ T-AS \> | AH];

4) ne mogu, jer \ T-AS \

81 ... Za proces termičke hidratacije mnogih AN proteina

1) može na dovoljno niskim temperaturama, budući da |AH | > \ T-AS \;

2) može na dovoljno niskim temperaturama, budući da | AÂ |

3) može na visokim temperaturama, pošto | AH)

4) ne može na bilo kojoj temperaturi.

Program

Parametri hemijski reakcije, hemijski ravnoteža; - izračunati toplotne efekte i brzinu hemijski reakcije ... reakcije; - osnove fizička i koloidna hemija, hemijski kinetika, elektrohemija, hemijski termodinamika i termohemija; ...

Zadaci profesionalne djelatnosti diplomca. Kompetencije diplomca, nastale kao rezultat razvoja obrazovne institucije visokog obrazovanja. Dokumenti koji uređuju sadržaj i organizaciju obrazovnog procesa u realizaciji oop VPO (3)

Pravila

Modul 2. Osnovne fizičke hemijski obrasci toka hemijski procesi Osnove hemijski termodinamika. Osnove hemijski kinetika. Hemijski ravnoteža... Modul 3 .. Osnove hemija rastvora Opšte ...

Ovaj priručnik može se koristiti za samostalan rad studentima nehemijskih specijalnosti

Dokument

Jednostavne supstance. U ovom osnovu v hemijski termodinamika kreirao sistem za proračun toplotnih efekata..., Cr2O3? TEMA 2. HEMIJSKI KINETIKA I HEMIJSKI EQUILIBRIUM Kao što je ranije prikazano, hemijski termodinamika omogućava vam da predvidite osnovne ...

Program rada discipline hemijski smjer priprema

Radni program

4.1.5. Redox procesi. Osnove elektrohemija Redox procesi. ... Metode kvantifikacije sastava rastvora. 5 Hemijski termodinamika 6 Kinetika i ravnoteža... 7 Disocijacija, pH, hidroliza 8 ...

Rješavanje zadataka po sekcijama

Tema "Hemijska termodinamika i kinetika", koja obuhvata proučavanje uslova koji utiču na brzinu hemijske reakcije, pojavljuje se u školskom kursu hemije dva puta - u 9. i 11. razredu. Međutim, upravo je ova tema jedna od najtežih i dovoljno teških ne samo za razumijevanje "prosječnog" učenika, već čak i za izlaganje nekih nastavnika, posebno nespecijalista koji rade u ruralnim sredinama, kojima je hemija ključna tema. dopunski predmet, uzimajući u obzir broj sati koje nastavnik kuca, pa otuda i nada u koliko-toliko pristojnu platu.
U kontekstu naglog smanjenja broja učenika u seoskim školama, iz poznatih razloga, nastavnik je prinuđen da bude univerzalac. Nakon pohađanja 2-3 kursa, počinje da predaje predmete koji su često veoma udaljeni od njegove glavne specijalnosti.
Ovaj razvoj je fokusiran prvenstveno na nastavnike početnike i predmetne nastavnike koji su primorani da predaju hemiju u tržišnoj ekonomiji. Materijal sadrži zadatke za pronalaženje brzina heterogenih i homogenih reakcija i porasta brzine reakcije sa porastom temperature. Uprkos činjenici da su ovi zadaci zasnovani na školskom gradivu, iako ih je teško usvojiti „prosječan“ učenik, preporučljivo je riješiti nekoliko njih na času hemije u
11. razred, a ostalo ponuditi u krugu ili fakultativnom času učenicima koji svoju buduću sudbinu planiraju povezati sa hemijom.
Pored detaljno analiziranih problema i sa odgovorima, ovaj razvojni rad sadrži teorijski materijal koji će nastavniku hemije, prvenstveno nespecijalisti, pomoći da shvati suštinu ove složene teme opšteg kursa hemije.
Na osnovu predloženog materijala možete kreirati svoju verziju lekcije-predavanja, u zavisnosti od sposobnosti učenika u razredu, a predloženi teorijski dio možete koristiti i pri izučavanju ove teme u 9. i 11. razredu.
Konačno, materijal sadržan u ovom razvoju neće biti suvišno samostalno rastaviti za diplomca koji se priprema za upis na univerzitet, uključujući i onaj na kojem je hemija glavni predmet.

Teorijski dio na temu
"Kemijska termodinamika i kinetika"

Uslovi koji utiču na brzinu hemijske reakcije

1. Brzina hemijske reakcije zavisi od prirode supstanci koje reaguju.

PRIMJER

Metalni natrijum, koji je alkalne prirode, burno reaguje sa vodom, oslobađajući veliku količinu toplote, za razliku od cinka, koji je amfoterne prirode, koji sporo reaguje sa vodom i kada se zagreje:

Gvožđe u prahu reaguje snažnije sa jakom mineralnom hlorovodoničnom kiselinom nego sa slabom organskom sirćetnom kiselinom:

2. Brzina kemijske reakcije ovisi o koncentraciji reaktanata u otopljenom ili plinovitom stanju.

PRIMJER

U čistom kiseoniku, sumpor gori snažnije nego u vazduhu:

Magnezijum u prahu reaguje snažnije sa 30% rastvorom hlorovodonične kiseline nego sa 1% rastvorom:

3. Brzina hemijske reakcije direktno je proporcionalna površini reagujućih supstanci u čvrstom agregacionom stanju.

PRIMJER

Komad drvenog uglja (ugljika) je vrlo teško zapaliti šibicom, ali prašina drvenog ugljena gori eksplozijom:

C + O 2 = CO 2.

Aluminij u obliku granula ne reagira kvantitativno s kristalom joda, ali zdrobljeni jod se snažno spaja s aluminijem u obliku praha:

4. Brzina hemijske reakcije zavisi od temperature na kojoj se proces odvija.

PRIMJER

Kada temperatura poraste za svakih 10 °C, brzina većine kemijskih reakcija se povećava za 2-4 puta. Specifično povećanje brzine hemijske reakcije određeno je specifičnim temperaturnim koeficijentom (gama).

Izračunajmo koliko će se puta brzina reakcije povećati:

2NO + O 2 = 2NO 2,

ako je temperaturni koeficijent 3 i temperatura procesa se povećala sa 10°C na 50°C.

Promjena temperature je:

t= 50 °C - 10 °C = 40 °C.

Koristimo formulu:

gdje je brzina kemijske reakcije na povišenoj temperaturi, brzina kemijske reakcije na početnoj temperaturi.

Posljedično, brzina kemijske reakcije s povećanjem temperature od 10 °C do 50 °C će se povećati 81 puta.

5. Brzina hemijske reakcije zavisi od prisustva određenih supstanci.

Katalizator- Ovo je supstanca koja ubrzava tok hemijske reakcije, ali se sama u toku reakcije ne troši. Katalizator snižava aktivacijsku barijeru kemijske reakcije.

Inhibitor- Ovo je supstanca koja usporava tok hemijske reakcije, ali se sama ne troši u toku reakcije.

PRIMJER

Katalizator koji ubrzava ovu hemijsku reakciju je mangan (IV) oksid.

Katalizator koji ubrzava ovu hemijsku reakciju je crveni fosfor.

Inhibitor koji usporava tok ove hemijske reakcije je organska supstanca - urotropin (heksametilentetramin).

Brzina homogene kemijske reakcije mjeri se brojem molova tvari koja je ušla u reakciju ili nastala kao rezultat reakcije u jedinici vremena po jedinici volumena:

gdje je homog brzina kemijske reakcije u homogenom sistemu, broj molova jednog od reaktanata ili jedne od tvari nastalih kao rezultat reakcije, V- volumen,
t- vrijeme, - promjena broja molova supstance tokom vremena reakcije t.

Budući da je odnos broja molova supstance i zapremine sistema koncentracija sa, onda

dakle:

Brzina homogene kemijske reakcije mjeri se u mol / (L s).

Imajući to na umu, možemo dati sljedeću definiciju:

brzina homogene kemijske reakcije jednaka je promjeni koncentracije jednog od reaktanata ili jedne od tvari koje nastaju kao rezultat reakcije u jedinici vremena.

Ako se reakcija odvija između supstanci u heterogenom sistemu, tada reagirajuće supstance ne dolaze u dodir jedna s drugom u cijelom volumenu, već samo na površini čvrste tvari. Na primjer, kada komadić kristalnog sumpora izgori, molekule kisika reagiraju samo s onim atomima sumpora koji se nalaze na površini komada. Prilikom mljevenja komada sumpora, površina reagirajuće površine se povećava, a brzina izgaranja sumpora se povećava.

U tom smislu, određivanje brzine heterogene hemijske reakcije je kako slijedi:

brzina heterogene kemijske reakcije mjeri se brojem molova tvari koja je ušla u reakciju ili nastala kao rezultat reakcije u jedinici vremena po jedinici površine:

gdje S- površina.

Brzina heterogene kemijske reakcije mjeri se u mol / (cm 2 s).

Zadaci po temi
"Kemijska termodinamika i kinetika"

1. U posudu za izvođenje hemijskih reakcija uneseno je 4 mola dušikovog oksida (II) i višak kisika. Nakon 10 s utvrđeno je da je količina dušikovog oksida (II) 1,5 mol. Nađite brzinu ove hemijske reakcije ako je poznato da je zapremina posude 50 litara.

2. Količina metanske supstance u posudi za izvođenje hemijskih reakcija je 7 mol. Višak kiseonika je uveden u posudu i smeša je naduvana. Eksperimentalno je utvrđeno da se nakon 5 s količina metanske tvari smanjila za 2 puta. Nađite brzinu ove hemijske reakcije ako je poznato da je zapremina posude 20 litara.

3. Početna koncentracija sumporovodika u posudi za sagorijevanje bila je 3,5 mol/L. Višak kiseonika je uveden u posudu i smeša je naduvana. Nakon 15 s koncentracija sumporovodika bila je 1,5 mol/l. Pronađite brzinu date hemijske reakcije.

4. Početna koncentracija etana u posudi za sagorijevanje bila je 5 mol/L. Višak kiseonika je uveden u posudu i smeša je naduvana. Nakon 12 s, koncentracija etana bila je 1,4 mol/L. Pronađite brzinu date hemijske reakcije.

5. Početna koncentracija amonijaka u posudi za sagorijevanje bila je 4 mol/L. Višak kiseonika je uveden u posudu i smeša je naduvana. Nakon 3 s, koncentracija amonijaka bila je 1 mol/L. Pronađite brzinu date hemijske reakcije.

6. Početna koncentracija ugljičnog monoksida (II) u posudi za sagorijevanje bila je 6 mol/L. Višak kiseonika je uveden u posudu i smeša je naduvana. Nakon 5 s, koncentracija ugljičnog monoksida (II) se smanjila za polovicu. Pronađite brzinu date hemijske reakcije.

7. Komad sumpora sa reakcionom površinom od 7 cm 2 spaljen je u kiseoniku da bi se formirao sumporov oksid (IV). Za 10 s količina sumporne tvari se smanjila sa 3 mola na 1 mol. Pronađite brzinu date hemijske reakcije.

8. Komad ugljika sa reakcionom površinom od 10 cm 2 spaljen je u kiseoniku da bi se formirao ugljen monoksid (IV). Za 15 s količina ugljične tvari smanjila se sa 5 mol na 1,5 mol. Pronađite brzinu date hemijske reakcije.

9. Magnezijska kocka sa ukupnom površinom reagovanja od 15 cm 2 i količinom supstance
6 mola je spaljeno u višku kisika. U ovom slučaju, 7 s nakon početka reakcije, utvrđeno je da je količina magnezijeve supstance 2 mol. Pronađite brzinu date hemijske reakcije.

10. Kalcijumska šipka ukupne površine reagovanja od 12 cm 2 i količine supstance od 7 mola spaljena je u višku kiseonika. U ovom slučaju, 10 s nakon početka reakcije, količina kalcijeve tvari bila je 2 puta manja. Pronađite brzinu date hemijske reakcije.

Rješenja i odgovori

1 (NO) = 4 mol,

O 2 - višak,

t 2 = 10 s,

t 1 = 0 s,

2 (NO) = 1,5 mol,

Nađi:

Rješenje

2NO + O 2 = 2NO 2.

Koristeći formulu:

P-cija = (4 - 1,5) / (50 (10 - 0)) = 0,005 mol / (l s).

Odgovori... p-cija = 0,005 mol / (l s).

2.

1 (CH 4) = 7 mol,

O 2 - višak,

t 2 = 5 s,

t 1 = 0 s,

2 (CH 4) = 3,5 mol,

Nađi:

Rješenje

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O.

Koristeći formulu:

pronađite brzinu date hemijske reakcije:

P-cija = (7 - 3,5) / (20 (5 - 0)) = 0,035 mol / (l s).

Odgovori... p-cija = 0,035 mol / (l s).

3.

s 1 (H 2 S) = 3,5 mol/l,

O 2 - višak,

t 2 = 15 s,

t 1 = 0 s,

sa 2 (H 2 S) = 1,5 mol/l.

Nađi:

Rješenje

2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O.

Koristeći formulu:

pronađite brzinu date hemijske reakcije:

P-cija = (3,5 - 1,5) / (15 - 0) = 0,133 mol / (l s).

Odgovori... p-cija = 0,133 mol / (l s).

4.

s 1 (C 2 H 6) = 5 mol/l,

O 2 - višak,

t 2 = 12 s,

t 1 = 0 s,

c 2 (C 2 H 6) = 1,4 mol / L.

Nađi:

Rješenje

2C 2 H 6 + 7O 2 = 4CO 2 + 6H 2 O.

pronađite brzinu date hemijske reakcije:

P-cija = (6 - 2) / (15 (7 - 0)) = 0,0381 mol / (cm 2 s).

Odgovori... p-cija = 0,0381 mol / (cm 2 s).

10. Odgovori. p-cija = 0,0292 mol / (cm 2 s).

Književnost

Glinka N.L. Opšta hemija, 27. izd. Ed. V.A.Rabinovich. L.: Hemija, 1988; Ahmetov N.S. Opća i neorganska hemija. M.: Više. shk., 1981; Zaitsev O.S. Opća hemija. M.: Više. shk, 1983; Karapetyants M.Kh., Drakin S.I. Opća i neorganska hemija. M.: Više. shk., 1981; D.V. Korolkov Osnove neorganske hemije. M.: Prosveta, 1982; B.V. Nekrasov Osnove opšte hemije. 3. izd., M.: Hemija, 1973; G.I. Novikov Uvod u neorgansku hemiju. Pogl. 1, 2. Minsk: Vysheysh. shk., 1973-1974; Shchukarev S.A.... Neorganska hemija. T. 1, 2. M.: Više. šk., 1970-1974; Schreter W., Lautenschläger K.-H., Bibrak H. et al. hemija. Referenca ed. Per. s njim. M.: Hemija, 1989; Feldman F.G., Rudzitis G.E. Hemija-9. Udžbenik za 9. razred gimnazije. M.: Obrazovanje, 1990; Feldman F.G., Rudzitis G.E. Hemija-9. Udžbenik za 9. razred gimnazije. M.: Obrazovanje, 1992.