Szybkość większości reakcji chemicznych wzrasta wraz ze wzrostem temperatury. Ponieważ stężenie reagentów jest praktycznie niezależne od temperatury, to zgodnie z równaniem kinetycznym reakcji główny wpływ temperatury na szybkość reakcji polega na zmianie stałej szybkości reakcji. Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta energia zderzających się cząstek i wzrasta prawdopodobieństwo, że podczas zderzenia nastąpi przemiana chemiczna.

Zależność szybkości reakcji od temperatury można scharakteryzować za pomocą współczynnika temperaturowego.

Dane eksperymentalne dotyczące wpływu temperatury na szybkość wielu reakcji chemicznych w zwykłych temperaturach (273–373 K), w małym zakresie temperatur, wykazały, że zwiększenie temperatury o 10 stopni zwiększa szybkość reakcji 2–4 razy (van reguła 't Hoffa).

Według van't Hoffa współczynnik temperaturowy stałej szybkości(Współczynnik Van't Hoffa)oznacza wzrost szybkości reakcji wraz ze wzrostem temperatury o 10stopni.

(4.63)

gdzie i są stałymi szybkości w temperaturach i ; - współczynnik temperaturowy szybkości reakcji.

Gdy temperatura wzrośnie o N dziesiątek stopni, stosunek stałych szybkości będzie równy

Gdzie N może być liczbą całkowitą lub ułamkiem.

Reguła Van't Hoffa jest regułą przybliżoną. Ma zastosowanie w wąskim zakresie temperatur, ponieważ współczynnik temperaturowy zmienia się wraz z temperaturą.

Dokładniejszą zależność stałej szybkości reakcji od temperatury wyraża półempiryczne równanie Arrheniusa

gdzie A jest współczynnikiem przedwykładniczym, który nie zależy od temperatury, ale zależy jedynie od rodzaju reakcji; E – energia aktywacji reakcji chemicznej. Energię aktywacji można przedstawić jako pewną energię progową, która charakteryzuje wysokość bariery energetycznej na drodze reakcji. Energia aktywacji jest również niezależna od temperatury.

Zależność ta powstała pod koniec XIX wieku. Holenderski naukowiec Arrhenius za elementarne reakcje chemiczne.

Energia aktywacji bezpośredniej ( mi 1) i odwrotnie ( mi 2) reakcja jest związana z efektem termicznym reakcji D N współczynnik (patrz ryc. 1):

mi 1 – mi 2 = D N.

Jeśli reakcja jest endotermiczna i D N> 0, zatem mi 1 > E 2, a energia aktywacji reakcji w przód jest większa niż w reakcji odwrotnej. Jeśli reakcja jest egzotermiczna, to mi 1 < Е 2 .

Równanie Arrheniusa (101) można zapisać w postaci różniczkowej:

Z równania wynika, że ​​im większa jest energia aktywacji E, tym szybciej rośnie szybkość reakcji wraz ze wzrostem temperatury.

Rozdzielanie zmiennych k I T i biorąc pod uwagę mi wartość stała, po całkowaniu równania (4.66) otrzymujemy:

Ryż. 5. Na wykresie k–1/T.

, (4.67)

gdzie A jest czynnikiem przedwykładniczym mającym wymiar stałej szybkości. Jeżeli to równanie jest prawdziwe, to na wykresie we współrzędnych punkty doświadczalne leżą na prostej pod kątem a do osi odciętej, a nachylenie () jest równe , co pozwala obliczyć energię aktywacji układu reakcja chemiczna z zależności stałej szybkości od temperatury zgodnie z równaniem .

Energię aktywacji reakcji chemicznej można obliczyć z wartości stałych szybkości w dwóch różnych temperaturach, korzystając z równania

. (4.68)

Teoretyczne wyprowadzenie równania Arrheniusa przeprowadzono dla reakcji elementarnych. Jednak doświadczenie pokazuje, że zdecydowana większość złożonych reakcji również podlega temu równaniu. Jednak w przypadku reakcji złożonych energia aktywacji i współczynnik przedwykładniczy w równaniu Arrheniusa nie mają określonego znaczenia fizycznego.

Równanie Arrheniusa (4.67) umożliwia zadowalający opis szerokiego zakresu reakcji w wąskim zakresie temperatur.

Do opisu zależności szybkości reakcji od temperatury stosuje się także zmodyfikowane równanie Arrheniusa

, (4.69)

który zawiera już trzy parametry : A, mi I N.

Równanie (4.69) jest szeroko stosowane w przypadku reakcji zachodzących w roztworach. Dla niektórych reakcji zależność stałej szybkości reakcji od temperatury różni się od zależności podanych powyżej. Na przykład w reakcjach trzeciego rzędu stała szybkości maleje wraz ze wzrostem temperatury. W egzotermicznych reakcjach łańcuchowych stała szybkości reakcji gwałtownie wzrasta w temperaturach powyżej pewnej granicy (eksplozja termiczna).

4.5.1. Przykłady rozwiązywania problemów

Przykład 1. Stała szybkości danej reakcji zmienia się wraz ze wzrostem temperatury w następujący sposób: T 1 = 20°C;

k 1 = 2,76 10 -4 min. -1; T 2 = 50 0 C; k 2 = 137,4 10 -4 min. -1 Wyznacz współczynnik temperaturowy stałej szybkości reakcji chemicznej.

Rozwiązanie. Reguła Van't Hoffa pozwala obliczyć współczynnik temperaturowy stałej szybkości z zależności

G N= =2 ¸ 4, gdzie N = = =3;

g 3 = = 49,78 g = 3,68

Przykład 2. Korzystając z reguły Van't Hoffa, oblicz, w jakiej temperaturze reakcja zakończy się po 15 minutach, jeśli w temperaturze 20 0 C zajmie to 120 minut. Współczynnik temperaturowy szybkości reakcji wynosi 3.

Rozwiązanie. Oczywiście im krótszy czas reakcji ( T), tym większa stała szybkości reakcji:

3N = 8, N ln3 = ln8, n== .

Temperatura, w której reakcja zakończy się w ciągu 15 minut, wynosi:

20 + 1,9×10 = 39 0 C.

Przykład 3. Stała szybkości reakcji zmydlania octanu etylu roztworem alkalicznym w temperaturze 282,4 K wynosi 2,37 l 2 /mol 2 min. , a w temperaturze 287,40 K wynosi 3,2 l 2 /mol 2 min. Znajdź, w jakiej temperaturze stała szybkości tej reakcji wynosi 4?

Rozwiązanie.

1. Znając wartości stałych szybkości w dwóch temperaturach, możesz znaleźć energię aktywacji reakcji:

= = 40,8 kJ/mol.

2. Znając wartość energii aktywacji z równania Arrheniusa

Pytania i zadania do samokontroli.

1. Jakie wielkości nazywane są parametrami „Arrheniusa”?

2.Jakie minimalne dane eksperymentalne są potrzebne do obliczenia energii aktywacji reakcji chemicznej?

3. Pokaż, że współczynnik temperaturowy stałej szybkości zależy od temperatury.

4. Czy są jakieś odchylenia od równania Arrheniusa? Jak w tym przypadku opisać zależność stałej szybkości od temperatury?

Kinetyka reakcji złożonych

Reakcje z reguły nie przebiegają poprzez bezpośrednie oddziaływanie wszystkich cząstek początkowych z ich bezpośrednim przejściem w produkty reakcji, ale składają się z kilku elementarnych etapów. Dotyczy to przede wszystkim reakcji, w których zgodnie z równaniem stechiometrycznym biorą udział więcej niż trzy cząstki. Jednak nawet reakcje dwóch lub jednej cząstki często nie przebiegają zgodnie z prostym mechanizmem dwu- lub jednocząsteczkowym, ale w sposób bardziej złożony, to znaczy poprzez szereg elementarnych etapów.

Reakcje nazywane są złożonymi, jeżeli zużycie materiałów wyjściowych i powstawanie produktów reakcji następuje w kilku elementarnych etapach, które mogą zachodzić jednocześnie lub sekwencyjnie. Jednocześnie pewne etapy zachodzą z udziałem substancji niebędących ani substancjami wyjściowymi, ani produktami reakcji (substancjami pośrednimi).

Jako przykład złożonej reakcji możemy rozważyć reakcję chlorowania etylenu z utworzeniem dichloroetanu. Bezpośrednia interakcja musi przejść przez czteroczłonowy aktywowany kompleks, co wiąże się z pokonaniem wysokiej bariery energetycznej. Szybkość takiego procesu jest niewielka. Jeśli atomy powstają w układzie w taki czy inny sposób (na przykład pod wpływem światła), wówczas proces może przebiegać zgodnie z mechanizmem łańcuchowym. Atom łatwo łączy się na podwójnym wiązaniu tworząc wolny rodnik - . Ten wolny rodnik może łatwo oderwać atom od cząsteczki, tworząc produkt końcowy - w wyniku czego wolny atom ulega regeneracji.

W wyniku tych dwóch etapów jedna cząsteczka i jedna cząsteczka przekształcają się w cząsteczkę produktu - , a zregenerowany atom oddziałuje z kolejną cząsteczką etylenu. Oba etapy mają niskie energie aktywacji, co zapewnia szybką reakcję. Biorąc pod uwagę możliwość rekombinacji wolnych atomów i wolnych rodników, pełny schemat procesu można zapisać jako:

Przy całej różnorodności złożone reakcje można zredukować do kombinacji kilku rodzajów złożonych reakcji, a mianowicie reakcje równoległe, sekwencyjne i szeregowo-równoległe.

Nazywa się te dwa etapy spójny jeśli cząstka utworzona w jednym etapie jest cząstką początkową w innym etapie. Na przykład w powyższym schemacie pierwszy i drugi etap są sekwencyjne:

.

Nazywa się te dwa etapy równoległy, jeśli te same cząstki biorą udział jako cząstki początkowe w obu. Na przykład w schemacie reakcji etapy czwarty i piąty są równoległe:

Nazywa się te dwa etapy szeregowo-równolegle, jeśli są one równoległe względem jednego i sekwencyjne względem drugiego z cząstek biorących udział w tych etapach.

Przykładem etapów szeregowo-równoległych są drugi i czwarty etap tego schematu reakcji.

Charakterystyczne oznaki, że reakcja przebiega według złożonego mechanizmu, obejmują następujące znaki:

Niedopasowanie rzędu reakcji i współczynników stechiometrycznych;

Zmiana składu produktów w zależności od temperatury, stężeń początkowych i innych warunków;

Przyspieszenie lub spowolnienie procesu w przypadku dodania do mieszaniny reakcyjnej niewielkich ilości substancji;

Wpływ materiału i wielkości naczynia na szybkość reakcji itp.

W analizie kinetycznej reakcji złożonych stosuje się zasadę niezależności: „Jeśli w układzie zachodzi jednocześnie kilka reakcji prostych, to podstawowy postulat kinetyki chemicznej dotyczy każdej z nich, tak jakby ta reakcja była jedyna”. Zasadę tę można także sformułować następująco: „Wartość stałej szybkości reakcji elementarnej nie zależy od tego, czy w danym układzie jednocześnie zachodzą inne reakcje elementarne”.

Zasada niezależności obowiązuje dla większości reakcji zachodzących według złożonego mechanizmu, ale nie jest uniwersalna, ponieważ istnieją reakcje, w których pewne proste reakcje wpływają na przebieg innych (na przykład reakcje sprzężone).

Zasada mikroodwracalność Lub szczegółowy bilans:

jeśli w Złożony proces zostanie ustalona równowaga chemiczna, wówczas szybkości reakcji do przodu i do tyłu muszą być równe dla każdego z elementarnych etapów.

Najczęstszym przypadkiem wystąpienia złożonej reakcji jest reakcja przebiegająca przez kilka prostych etapów zachodzących z różną szybkością. Różnica szybkości prowadzi do tego, że kinetykę otrzymywania produktu reakcji można określić na podstawie praw tylko jednej reakcji. Przykładowo dla reakcji równoległych o szybkości całego procesu decyduje prędkość najszybszego etapu, a dla reakcji sekwencyjnych – najwolniejszego. W związku z tym, analizując kinetykę reakcji równoległych ze znaczną różnicą stałych, można pominąć szybkość etapu wolnego, a analizując reakcje sekwencyjne, nie jest konieczne wyznaczanie szybkości reakcji szybkiej.

W reakcjach sekwencyjnych nazywa się najwolniejszą reakcję ograniczające. Stopień ograniczający ma najmniejszą stałą szybkości.

Jeśli wartości stałych szybkości poszczególnych etapów złożonej reakcji są zbliżone, jest to konieczne pełna analiza cały schemat kinetyczny.

Wprowadzenie koncepcji etapu determinującego szybkość reakcji w wielu przypadkach upraszcza matematyczną stronę rozpatrywania takich układów i wyjaśnia fakt, że czasami kinetykę złożonych, wieloetapowych reakcji dobrze opisują proste równania, na przykład pierwszego rzędu.

Wzrost szybkości reakcji wraz ze wzrostem temperatury charakteryzuje się zwykle temperaturowym współczynnikiem szybkości reakcji, liczbą pokazującą, ile razy szybkość danej reakcji wzrasta, gdy temperatura układu wzrasta o 10°C. Współczynnik temperaturowy różnych reakcji jest inny. W zwykłych temperaturach jego wartość dla większości reakcji mieści się w zakresie 2 ... 4.

Współczynnik temperaturowy wyznacza się zgodnie z tzw. „regułą van’t Hoffa”, którą matematycznie wyraża się równaniem

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

Gdzie w 1 i w 2 – szybkości reakcji w temperaturach T 1 i T 2; g jest współczynnikiem temperaturowym reakcji.

Na przykład, jeśli g = 2, to kiedy T 2 - T 1 = 50°С w 2 /w 1 = 2 5 = 32, tj. reakcja przyspieszyła 32 razy, a przyspieszenie to nie zależy w żaden sposób od wartości bezwzględnych T 1 i T 2, ale tylko na podstawie ich różnicy.

Energia aktywacji, różnica między wartościami średniej energii cząstek (cząsteczek, rodników, jonów itp.) wchodzących w elementarny akt reakcji chemicznej a średnią energią wszystkich cząstek w reagującym układzie. Do różnych reakcji chemicznych E. a. jest bardzo zróżnicowany - od kilku do ~ 10 j./mol. Dla tej samej reakcji chemicznej wartość E. a. zależy od rodzaju funkcji rozkładu cząsteczek ze względu na energie ich ruchu translacyjnego i wewnętrzne stopnie swobody (elektroniczne, wibracyjne, rotacyjne). Jako wartość statystyczna E. a. należy odróżnić od energii progowej, czyli bariery energetycznej, czyli minimalnej energii, jaką musi posiadać jedna para zderzających się cząstek, aby zaszła dana reakcja elementarna.

Równanie Arrheniusa, zależność temperaturowa stałej szybkości Do chemia elementarna reakcje:

gdzie A jest czynnikiem przedwykładniczym (wymiar pokrywa się z wymiarem k), E.A- energia aktywacji, zwykle przyjmowana jako dodatnia. wartości, T-abs. temperatura, stała k-Boltzmanna. Dawanie jest zwyczajem E.A nie na cząsteczkę. i przez liczbę cząstek NIE= 6,02*10 23 (stała Avogadra) i wyrażona w kJ/mol; w tych przypadkach w równaniu Arrheniusa wartość k zastąpiony stałą gazową R. Wykres 1nk w porównaniu z 1 /kT(wykres Arrheniusa) – linia prosta, której nachylenie ujemne zależy od energii aktywacji E.A i charakteryzuje się pozytywnie. zależność od temperatury Do.

Katalizator- substancja chemiczna, która przyspiesza reakcję, ale nie wchodzi w skład produktów reakcji. Ilość katalizatora, w przeciwieństwie do innych odczynników, nie zmienia się po reakcji. Ważne jest, aby zrozumieć, że w reakcji bierze udział katalizator. Zapewniając szybszą drogę reakcji, katalizator reaguje z materiałem wyjściowym, powstały produkt pośredni ulega przemianom i ostatecznie rozdziela się na produkt i katalizator. Następnie katalizator ponownie reaguje z materiałem wyjściowym i ten cykl katalityczny zachodzi wiele razy (nawet milion razy) [ źródło?] jest powtorzone.

Katalizatory dzielą się na jednorodny I heterogeniczny. Katalizator jednorodny znajduje się w tej samej fazie z substancjami reagującymi, katalizator heterogeniczny tworzy niezależną fazę, oddzieloną granicą faz od fazy, w której znajdują się substancje reagujące. Typowymi katalizatorami jednorodnymi są kwasy i zasady. Metale, ich tlenki i siarczki stosuje się jako katalizatory heterogeniczne.

Reakcje tego samego typu mogą zachodzić zarówno z katalizatorami homogenicznymi, jak i heterogenicznymi. Zatem oprócz roztworów kwasowych stosuje się stały Al 2 O 3, TiO 2, ThO 2, glinokrzemiany i zeolity o właściwościach kwasowych. Katalizatory heterogeniczne o podstawowych właściwościach: CaO, BaO, MgO.

Katalizatory heterogeniczne mają z reguły wysoce rozwiniętą powierzchnię, dla której są rozmieszczone na obojętnym nośniku (żel krzemionkowy, tlenek glinu, węgiel aktywny itp.).

Dla każdego rodzaju reakcji skuteczne są tylko określone katalizatory. Oprócz tych już wymienionych kwas-zasada, są katalizatory utlenianie-redukcja; charakteryzują się obecnością metalu przejściowego lub jego związku (Co +3, V 2 O 5 + MoO 3). W tym przypadku katalizę przeprowadza się poprzez zmianę stopnia utlenienia metalu przejściowego.

System rozproszony- są to formacje dwóch lub więcej faz (ciał), które w ogóle lub praktycznie się nie mieszają i nie reagują ze sobą chemicznie. Pierwsza z substancji ( faza rozproszona) drobno rozmieszczone w drugim ( ośrodek dyspersyjny). Jeżeli faz jest kilka, można je fizycznie od siebie oddzielić (poprzez wirowanie, separację itp.).

Zazwyczaj układy zdyspergowane to roztwory lub zole koloidalne. Do układów rozproszonych zalicza się także przypadek stałego ośrodka rozproszonego, w którym zlokalizowana jest faza rozproszona.

Najbardziej ogólna klasyfikacja układów rozproszonych opiera się na różnicy w stanie agregacji ośrodka dyspersyjnego i fazy rozproszonej. Kombinacje trzech typów stanu agregatowego pozwalają wyróżnić dziewięć typów układów rozproszonych. Dla uproszczenia oznacza się je zwykle ułamkiem, którego licznik wskazuje fazę rozproszoną, a mianownik wskazuje ośrodek dyspersyjny, np. dla układu „gaz w cieczy” przyjmuje się oznaczenie G/L.

Roztwory koloidalne. Stan koloidalny jest charakterystyczny dla wielu substancji, jeśli ich cząstki mają wielkość od 1 do 500 nm. Łatwo wykazać, że całkowita powierzchnia tych cząstek jest ogromna. Jeżeli założymy, że cząstki mają kształt kuli o średnicy 10 nm, to przy całkowitej objętości tych cząstek cząsteczki 1 cm 3 będą mieli

powierzchnia wynosi około 10 m2. Jak wspomniano wcześniej, warstwa powierzchniowa charakteryzuje się energią powierzchniową i zdolnością do adsorbowania niektórych cząstek, w tym jonów

z rozwiązania. Cecha charakterystyczna cząstki koloidalne to obecność ładunku na ich powierzchni w wyniku selektywnej adsorpcji jonów. Cząstka koloidalna ma złożoną strukturę. Obejmuje rdzeń, zaadsorbowane jony, przeciwjony i rozpuszczalnik. Istnieją liofilowe (przewodnik.

koloidy korofilowe, w których rozpuszczalnik oddziałuje z jądrami cząstek, koloidy polifobowe (hydrofobowe), w których rozpuszczalnik nie oddziałuje z jądrami

cząsteczki. Rozpuszczalnik wchodzi w skład cząstek hydrofobowych tylko w postaci powłoki solwatacyjnej zaadsorbowanych jonów lub w obecności stabilizatorów (środków powierzchniowo czynnych) mających części liofobowe i liofilowe.

Oto kilka przykładów cząstek koloidalnych:

Jak. widać, że rdzeń składa się z elektrycznie obojętnego agregatu cząstek z zaadsorbowanymi jonami pierwiastków tworzących rdzeń (w tych przykładach jony Ag +, HS-, Fe 3+). Cząstka koloidalna oprócz jądra posiada przeciwjony i cząsteczki rozpuszczalnika. Zaadsorbowane jony i przeciwjony wraz z rozpuszczalnikiem tworzą zaadsorbowaną warstwę. Całkowity ładunek cząstki jest równy różnicy ładunków zaadsorbowanych jonów i przeciwjonów. Wokół cząstek znajdują się rozproszone warstwy jonów, których ładunek jest równy ładunkowi cząstki koloidalnej. Cząsteczki koloidalne i warstwy rozproszone tworzą elektrycznie obojętną micelę

Micele(zdrobnienie od łac. mika- cząstka, ziarno) - cząstki w układach koloidalnych składają się z bardzo małego rdzenia nierozpuszczalnego w danym ośrodku, otoczonego stabilizującą powłoką z zaadsorbowanych jonów i cząsteczek rozpuszczalnika. Na przykład micela siarczku arsenu ma strukturę:

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

Średnia wielkość miceli wynosi od 10-5 do 10-7 cm.

Koagulacja- rozdzielenie roztworu koloidalnego na dwie fazy - rozpuszczalnikową i masę galaretowatą, lub zagęszczenie roztworu na skutek powiększenia cząstek substancji rozpuszczonej

Peptyzacja to proces przejścia osadu lub żelu koloidalnego w roztwór koloidalny pod wpływem cieczy lub dodanych do niego substancji, które są dobrze adsorbowane przez osad lub żel, w tym przypadku zwanych peptyzatorami (na przykład peptyzacja tłuszczów pod wpływem wpływ żółci).
Peptyzacja polega na wydzieleniu agregatów cząstek żelu (galaretki) lub luźnych osadów pod wpływem określonych substancji - peptyzatorów, po koagulacji roztworów koloidalnych. W wyniku peptyzacji osad (lub żel) zostaje zawieszony.

ROZWIĄZANIA, układy jednofazowe składające się z dwóch lub więcej elementów. W zależności od stanu skupienia roztwory mogą być stałe, ciekłe lub gazowe.

Rozpuszczalność, zdolność substancji do tworzenia z inną substancją (lub substancjami) jednorodnych mieszanin o rozproszonym rozkładzie składników (patrz Rozwiązania). Zazwyczaj rozpuszczalnikiem jest substancja, która czysta forma istnieje w tym samym stanie skupienia, co powstałe rozwiązanie. Jeżeli przed rozpuszczeniem obie substancje były w tym samym stanie skupienia, za rozpuszczalnik uważa się substancję występującą w mieszaninie w znacznie większej ilości.

Rozpuszczalność zależy od powinowactwa fizycznego i chemicznego cząsteczek rozpuszczalnika i substancji rozpuszczonej, stosunku energii oraz interakcji jednorodnych i odmiennych składników roztworu. Z reguły podobne związki fizyczne są w sobie dobrze rozpuszczalne. i chemia. właściwości substancji (empiryczna zasada „podobne rozpuszcza się w podobnym”). W szczególności substancje składające się z cząsteczek polarnych i substancje z wiązaniem jonowym są dobrze rozpuszczalne. w rozpuszczalnikach polarnych (woda, etanol, ciekły amoniak) i substancjach niepolarnych są dobrze rozpuszczalne. w rozpuszczalnikach niepolarnych (benzen, dwusiarczek węgla).

Rozpuszczalność danej substancji zależy od temperatury i ciśnienia ogólna zasada zmieniające się równowagi (patrz zasada Le Chateliera-Browna). Stężenie nasyconego roztworu w danych warunkach określa liczbowo R. substancji w danym rozpuszczalniku i jest również nazywane. rozpuszczalność. Roztwory przesycone zawierają większą ilość substancji rozpuszczonej niż odpowiada jej rozpuszczalność, istnienie roztworów przesyconych wynika z kinetyki. trudności z krystalizacją (patrz Powstawanie nowej fazy). Do scharakteryzowania rozpuszczalności substancji słabo rozpuszczalnych wykorzystuje się iloczyn aktywności PA (dla roztworów zbliżonych właściwościami do ideału, iloczyn rozpuszczalności PR).

Temperatura i szybkość reakcji

W ustalonej temperaturze reakcja jest możliwa, jeśli oddziałujące cząsteczki mają określoną ilość energii. Arrhenius nazwał tę nadwyżkę energii energia aktywacji i same cząsteczki aktywowany.

Według stałej stopy Arrheniusa k i energię aktywacji E.A są powiązane zależnością zwaną równaniem Arrheniusa:

Tutaj A– czynnik przedwykładniczy, R– uniwersalna stała gazowa, T- temperatura absolutna.

Zatem w stałej temperaturze określa się szybkość reakcji E.A. Więcej E.A, im mniejsza jest liczba aktywnych cząsteczek i wolniej przebiega reakcja. Kiedy maleje E.A prędkość wzrasta i kiedy E.A= 0 reakcja zachodzi natychmiast.

Ogrom E.A charakteryzuje naturę reagujących substancji i jest określany eksperymentalnie na podstawie zależności k = F(T). Zapisując równanie (5.3) w postaci logarytmicznej i rozwiązując je dla stałych w dwóch temperaturach, znajdujemy E.A:

γ jest współczynnikiem temperaturowym szybkości reakcji chemicznej. Reguła Van't Hoffa ma ograniczone zastosowanie, ponieważ wartość γ zależy od temperatury i poza obszarem E.A= 50–100 kJ ∙ mol –1 zasada ta w ogóle nie obowiązuje.

Na ryc. 5.4 można zauważyć, że energia zużyta na przeniesienie produktów początkowych do stanu aktywnego (A* to aktywowany kompleks) jest następnie całkowicie lub częściowo ponownie uwalniana podczas przejścia do produktów końcowych. Różnica energii między produktami początkowymi i końcowymi określa Δ H reakcja niezależna od energii aktywacji.

Zatem w drodze od stanu początkowego do stanu końcowego układ musi pokonać barierę energetyczną. Tylko aktywne cząsteczki, które w momencie zderzenia mają niezbędny nadmiar energii równy E.A, może pokonać tę barierę i wejść Reakcja chemiczna. Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta udział cząsteczek aktywnych w środowisku reakcji.

Czynnik przedwykładniczyA charakteryzuje całkowitą liczbę kolizji. Do reakcji z prostymi cząsteczkami A zbliżona do teoretycznej wielkości zderzenia Z, tj. A = Z, obliczone z kinetycznej teorii gazów. Dla złożonych cząsteczek A ≠ Z dlatego konieczne jest wprowadzenie czynnika sterycznego P:

Tutaj Z– liczba wszystkich kolizji, P– odsetek zderzeń korzystnych przestrzennie (przyjmuje wartości od 0 do ) – odsetek zderzeń aktywnych, czyli energetycznie korzystnych.

Wymiar stałej szybkości otrzymuje się z zależności

Analizując wyrażenie (5.3) dochodzimy do wniosku, że istnieją dwie zasadnicze możliwości przyspieszenia reakcji:
a) wzrost temperatury,
b) spadek energii aktywacji.

Zadania i testy na temat „Kinetyka chemiczna. Temperatura i szybkość reakcji”

• Szybkość reakcji chemicznej. Katalizatory - Klasyfikacja reakcji chemicznych i wzorce ich występowania, klasy 8–9

  Lekcje: 5 Zadań: 8 Testy: 1

Reguła Van't Hoffa:

Gdy temperatura wzrasta o 10 stopni, prędkość jednorodnej reakcji chemicznej wzrasta 2-4 razy.

gdzie V2 to szybkość reakcji w temperaturze T2, V1 to szybkość reakcji w temperaturze T1, to współczynnik temperaturowy reakcji (jeśli jest np. równy 2, to szybkość reakcji wzrośnie 2-krotnie, gdy temperatura wzrośnie o 10 stopni).

Z równania van't Hoffa współczynnik temperatury obliczane według wzoru:

Teoria zderzeń aktywnych uogólnia prawa zależność szybkości reakcji chemicznej od temperatury:

1. Nie wszystkie cząsteczki mogą reagować, ale tylko te, które są w specjalnym stanie aktywnym

2. Aktywacja cząsteczki następuje w wyniku zderzenia biomolekularnego.

3. Kiedy zderzają się cząstki o w przybliżeniu tej samej energii, następuje jej redystrybucja, w wyniku której energia jednej z cząsteczek osiąga wartość odpowiadającą energii aktywacji.

4. Wpływ temperatury na szybkość reakcji: przesunięcie równowagi między zwykłą a aktywne cząsteczki w kierunku zwiększenia stężenia tego pierwszego.

Profil energetyczny reakcji (wykres energii potencjalnej w funkcji współrzędnych reakcji)

Energia aktywacji Ea- minimalna dodatkowa energia, jaką należy przekazać cząsteczce powyżej jej wartości średniej, aby reakcja chemiczna była możliwa. interakcja.

Równanie Arrheniusa ustala zależność stałej szybkości reakcji chemicznej k od temperatury T.

Tutaj A charakteryzuje częstotliwość zderzeń reagujących cząsteczek, R jest uniwersalną stałą gazową.

7. Kataliza. Kataliza homogeniczna i heterogeniczna. Cechy aktywności katalitycznej enzymów. Kataliza- zmiana szybkości reakcji chemicznych w obecności substancji, które po zakończeniu reakcji pozostają niezmienione pod względem formy i ilości. Zwiększenie szybkości reakcji nazywa się kataliza dodatnia, zmniejszenie - kataliza ujemna (lub hamowanie). Katalizatory wymienić substancje powodujące katalizę dodatnią; substancje spowalniające reakcje - inhibitory. Wyróżnia się katalizę homogeniczną i heterogeniczną. Przyspieszenie reakcji dysproporcjonowania nadtlenku wodoru w roztworze wodnym w obecności jonów dwuchromianowych jest przykładem katalizy jednorodnej (katalizator tworzy jedną fazę z mieszaniną reakcyjną), a w obecności tlenku manganu(IV) jest przykładem katalizy heterogenicznej (wodny roztwór nadtlenku wodoru – faza ciekła, tlenek manganu – twardy). Katalizatory reakcji biochemicznych mają charakter białkowy i nazywane są enzymy. Enzymy różnią się od konwencjonalnych katalizatorów wieloma cechami: 1) mają znacznie wyższą wydajność katalityczną; 2)wysoka specyficzność, tj. selektywność działania; 3) wiele enzymów wykazuje aktywność katalityczną tylko w stosunku do jednego substratu; 4) enzymy wykazują maksymalną wydajność tylko w łagodnych warunkach, charakteryzujących się małym zakresem temperatur i wartości pH.Aktywność enzymu = szybkość reakcji zerowego rzędu. 8. Równowaga chemiczna. Odwracalne i nieodwracalne w kierunku reakcji. Równowaga chemiczna: stan dynamiczny, w którym szybkości reakcji do przodu i do tyłu są równe. Stała równowagi: przy stałym warunki zewnętrzne w równowadze stosunek iloczynu stężeń produktów do iloczynu stężeń reagentów, z uwzględnieniem stechiometrii, jest wartością stałą, niezależną od skład chemiczny systemy. Kc jest powiązane ze standardowym Gibbsem E zależnością: Zasada Le Chateliera: wpływ dowolnego czynnika (t, c, p) na układ równowagi powoduje przesunięcie równowagi w kierunku, który pomaga przywrócić pierwotne właściwości układu. Warunki równowagi termodynamicznej: G 2 -G 1 =0S 2 -S 1 =0 Odwracalny kierunek: w danych warunkach, spontanicznie płynąc zarówno w kierunku do przodu, jak i do tyłu .Warunki ukończenia: - Trudno rozpuszczalny osad - gaz - substancja słabo dysocjująca (woda) - stabilny związek kompleksowy Nieodwracalna dzielnica: w danych warunkach płynie w jednym kierunku. Położenie równowagi chemicznej zależy od następujących parametrów reakcji: temperatury, ciśnienia i stężenia. Wpływowi tych czynników na reakcję chemiczną podlega wzór, który w ogólnej formie wyraził w 1884 roku francuski naukowiec Le Chatelier. Nowoczesne sformułowanie zasady Le Chateliera jest następujące:

9. Rola wody i roztworów w życiu. Termodynamika rozpuszczania.Rozwiązanie to jednorodny układ o zmiennym składzie dwóch lub więcej substancji, będący w stanie równowagi. Klasyfikacja: 1) zawieszenie(układ gruboziarnisty): zawiesiny (ciało stałe w cieczy) i emulsje (ciecz w cieczy) 2) koloidy, zole(układy drobno rozproszone). Wartość rozwiązań w życiu: wiele procesów chemicznych zachodzi tylko pod warunkiem, że substancje w nich uczestniczące są w stanie rozpuszczonym. Najważniejszymi płynami biologicznymi (krew, limfa, mocz, ślina, pot) są roztwory soli, białek, węglowodanów, lipidów w wodzie. Wchłanianie pokarmu wiąże się z przejściem składników odżywczych do stanu rozpuszczonego. Reakcje biochemiczne w organizmach żywych zachodzą w roztworach. Biopłyny biorą udział w transporcie składników odżywczych (tłuszcze, aminokwasy, tlen), leki do narządów i tkanek, a także w usuwaniu metabolitów z organizmu. W płynnych ośrodkach organizmu utrzymuje się stała kwasowość, stężenie soli i substancji organicznych (homeostaza stężeń). Najpopularniejszym rozpuszczalnikiem na naszej planecie jest woda. Cechy wody: jego pojemność cieplna przewyższa wszystkie substancje; nieprawidłowe zachowanie podczas chłodzenia - woda staje się gęstsza, zaczyna opadać, a następnie podnosi się (wszystkie inne substancje toną po zagęszczeniu); może sublimować (sublimacja wody) - sublimacja (w pewnych warunkach lód może zamienić się w parę bez uprzedniego przekształcenia się w woda w stanie ciekłym, tj. bez topienia); woda rozpuszcza wszystkie substancje (jedyne pytanie ile?); wysoka stała dielektryczna wody (wartość wskazująca, ile razy siła oddziaływania dwóch ładunków w danej substancji jest mniejsza niż w próżni); wysoka temperatura krytyczna; woda jest amfolitem (nie kwasem, nie zasadą); uczestniczy w tworzeniu struktur polimerowych organizmu (białka, lipidy...); podstawa transportu przez błonę. Termodynamika rozpuszczania: zgodnie z II zasadą termodynamiki przy p, T=stała substancje mogą samoistnie rozpuścić się w dowolnym rozpuszczalniku, jeśli w wyniku tego procesu energia Gibbsa układu maleje, tj. . G=(H - T S)<0 . (H- współczynnik entalpii, T S-współczynnik entropii rozpuszczania). Podczas rozpuszczania substancji płynnych i stałych S>0. Podczas rozpuszczania gazów w cieczy S<0. Zmiana entalpii jest sumą algebraiczną zmiany entalpii H kr w wyniku zniszczenia sieci krystalicznej i zmiany entalpii H rozt w wyniku solwatacji przez cząstki rozpuszczalnika H odległość = H kr +H Sol . Podczas rozpuszczania gazów entalpia H cr = 0, ponieważ nie ma potrzeby zużywania energii na zniszczenie sieci krystalicznej. Podczas rozpuszczania zarówno entropia, jak i entalpia mogą się zmieniać. 10 . Idealne rozwiązanie- entalpia mieszania wynosi 0 (jednorodne mieszaniny węglowodorów; rozwiązanie hipotetyczne, w którym wszystkie siły oddziaływania międzycząsteczkowego są równe). Stała rozpuszczalności lub PR- jest to iloczyn stężeń jonów trudno rozpuszczalnego elektrolitu w roztworze nasyconym w danej temperaturze - wartość stała BaCO3 = Ba + CO3, Ks=Warunki rozpuszczania i wytrącania Wytrącanie i rozpuszczanie to reakcje wymiany zachodzące w roztworze elektrolitu ---1) Elektrolit wytrąci się, jeśli iloczyn stężenia jego jonów w roztworze będzie większy niż stała rozpuszczalności c(Ba)*c(CO 3)>Kpr 2) Jego osad rozpuści się, jeśli będzie odwrotnie 11. Właściwości koligatywne roztworów. Właściwości koligatywne roztworów- są to te właściwości, które w danych warunkach okazują się równe i niezależne od charakteru chemicznego rozpuszczonej substancji; właściwości rozwiązań zależne jedynie od liczby jednostek kinetycznych i ich ruchu termicznego. Prawo Raoulta i jego następstwa- Parę pozostającą w równowadze z cieczą nazywamy nasyconą. Ciśnienie takiej pary nad czystym rozpuszczalnikiem (p0) nazywane jest ciśnieniem pary nasyconej lub ciśnieniem czystego rozpuszczalnika. Prężność pary roztworu zawierającego nielotną substancję rozpuszczoną jest wprost proporcjonalna do ułamka molowego rozpuszczalnika w roztworze: p = p0 · χр-л, gdzie p to prężność pary nad roztworem, PA, p0 to prężność pary nad czystym rozpuszczalnikiem, χр-л to ułamek molowy rozpuszczalnika. Dla roztworów elektrolitów stosuje się nieco inną postać równania, co pozwala należy dodać do niego współczynnik izotoniczny: Δp = i · p0 · χв -va, gdzie Δp to rzeczywista zmiana ciśnienia w porównaniu z czystym rozpuszczalnikiem, χv-va to ułamek molowy substancji w roztworze. Z prawa Raoulta wynikają dwa konsekwencje. Według jednego z nich temperatura wrzenia roztworu jest wyższa niż temperatura wrzenia rozpuszczalnika. Dzieje się tak dlatego, że prężność pary nasyconej rozpuszczalnika nad roztworem zrównuje się z ciśnieniem atmosferycznym (stanem wrzenia cieczy) w wyższej temperaturze niż w przypadku czystego rozpuszczalnika. Wzrost temperatury wrzenia Tbp jest proporcjonalny do molalności roztworu: Zagotuj = Ke cm gdzie Ke jest stałą ebulioskopową rozpuszczalnika, cm jest stężeniem molowym druga konsekwencja z prawa Raoulta temperatura zamarzania (krystalizacji) roztworu jest niższa niż temperatura zamarzania (krystalizacji) czystego rozpuszczalnika. Wynika to z niższej prężności pary rozpuszczalnika nad roztworem niż nad rozpuszczalnikiem. Spadek temperatury zamarzania (krystalizacji) Tzam jest proporcjonalny do molalności roztworu : Tzam= Kk cm gdzie Kk jest stałą krioskopową roztworu Obniżenie temperatury krystalizacji roztworów Stan krystalizacja jest równa prężności pary nasyconej rozpuszczalnika nad roztworem i prężności pary nad stałym rozpuszczalnikiem. Ponieważ prężność pary rozpuszczalnika nad roztworem jest zawsze niższa niż nad czystym rozpuszczalnikiem, tę równość zawsze można osiągnąć w temperaturze niższej niż temperatura zamarzania rozpuszczalnika. Zatem woda oceaniczna zaczyna zamarzać w temperaturze około minus 2 ° C. Różnica między temperaturą krystalizacji rozpuszczalnika a temperaturą, w której roztwór zaczyna krystalizować, polega na spadku temperatury krystalizacji. Zwiększanie temperatury wrzenia roztworówCiecz wrze w temperaturze, w której całkowite ciśnienie pary nasyconej zrównuje się z ciśnieniem zewnętrznym. prężność pary nasyconej nad roztworem w dowolnej temperaturze będzie mniejsza niż nad czystym rozpuszczalnikiem, a w wyższej temperaturze zostanie osiągnięta równość z ciśnieniem zewnętrznym. Zatem temperatura wrzenia roztworu substancji nielotnej T jest zawsze wyższa niż temperatura wrzenia czystego rozpuszczalnika przy tym samym ciśnieniu T°. Wzrost temperatury wrzenia nieskończenie rozcieńczonych roztworów substancji nielotnych nie zależy od charakteru substancji rozpuszczonej i jest wprost proporcjonalna do stężenia molowego roztworu. Samoistne przejście rozpuszczalnika przez półprzepuszczalną membranę oddzielającą roztwór od rozpuszczalnika lub dwóch roztworów o różnym stężeniu substancji rozpuszczonej nazywa się przez osmozę. Osmoza powstaje w wyniku dyfuzji cząsteczek rozpuszczalnika przez półprzepuszczalną przegrodę, przez którą przedostają się tylko cząsteczki rozpuszczalnika. Cząsteczki rozpuszczalnika dyfundują z rozpuszczalnika do roztworu lub z roztworu mniej stężonego do bardziej stężonego.Osmozę charakteryzuje się ilościowo ciśnienie osmotyczne równy sile na jednostkę powierzchni i zmuszający cząsteczki rozpuszczalnika do przedostania się przez półprzepuszczalną przegrodę. Jest ono równe ciśnieniu kolumny roztworu w osmometrze o wysokości h. W stanie równowagi ciśnienie zewnętrzne równoważy ciśnienie osmotyczne. W tym przypadku szybkości przejść cząsteczek do przodu i do tyłu przez półprzepuszczalną przegrodę stają się takie same. Ciśnienie osmotyczne wzrasta wraz ze wzrostem stężenia i temperatury substancji rozpuszczonej. Van't Hoffa zasugerował, że dla ciśnienia osmotycznego można zastosować równanie stanu gazu doskonałego: pV = nRT lub p = (n/V) RT skąd p = z RT, gdzie p to ciśnienie osmotyczne (kPa), c to stężenie molowe roztworu. Ciśnienie osmotyczne jest wprost proporcjonalne do stężenia molowego substancji rozpuszczonej i temperatury. Osmoza gra bardzo dobrze ważną rolę w procesach biologicznych, zapewniając przepływ wody do komórek i innych struktur. Nazywa się roztwory o tym samym ciśnieniu osmotycznym izotoniczny. Jeżeli ciśnienie osmotyczne jest wyższe od ciśnienia wewnątrzkomórkowego, wówczas nazywa się je hipertonicznym, jeżeli jest niższe od ciśnienia wewnątrzkomórkowego, nazywa się je hipotonicznym. Współczynnik izotoniczny (także współczynnik Van't Hoffa; oznaczony jako i) jest bezwymiarowym parametrem charakteryzującym zachowanie substancji w roztworze. Jest ona liczbowo równa stosunkowi wartości pewnej właściwości koligatywnej roztworu danej substancji do wartości tej samej właściwości koligatywnej nieelektrolitu o tym samym stężeniu, przy niezmienionych pozostałych parametrach układu. Izoosmia- względna stałość ciśnienia osmotycznego w płynnych ośrodkach i tkankach organizmu, dzięki utrzymywaniu się na danym poziomie stężeń zawartych w nich substancji: elektrolitów, białek. Jest to jedna z najważniejszych stałych fizjologicznych organizmu, zapewniana przez mechanizmy samoregulacji (homeostaza). HEMOLIZA- zniszczenie czerwonych krwinek, któremu towarzyszy uwolnienie z nich hemoglobiny. Przyczyny fizyczne obejmują działanie wysokich i niskich temperatur, ultradźwięków, przyczyny chemiczne - niektóre trucizny hemolityczne leki itp. Hemoliza może wystąpić w wyniku przetoczenia niezgodnej krwi lub podania roztworów hipotonicznych. Plazmoliza- po umieszczeniu komórek w roztworze hipertonicznym woda z komórek opuszcza je do bardziej stężonego roztworu i obserwuje się kurczenie się komórek.

Elementy teorii roztworów elektrolitów. Mocne i słabe elektrolity. Stała jonizacji słabego elektrolitu. Prawo rozrodu Ostwalda. Siła jonowa roztworu. Aktywność i współczynnik aktywności jonów. Elektrolity w organizmie, ślina jako elektrolit.

Elektrolity- są to substancje posiadające jonowe lub silnie polarne wiązania kowalencyjne w roztworach wodnych, które ulegają dysocjacji elektrolitycznej, w wyniku czego powstają kationy i aniony.

Silne elektrolity- substancje, które mogą całkowicie dysocjować. Należą do nich większość soli, a także niektóre substancje o strukturze molekularnej (HCl).

Słabe elektrolity dysocjują w niewielkim stopniu, a ich przeważająca postać ma charakter molekularny (H2S, kwasy organiczne).

Zdolność elektrolitu molekularnego do dysocjacji określa się ilościowo stopień jonizacji ( zależy to od stężenia elektrolitu ):

gdzie Ntot to całkowita liczba cząsteczek w roztworze; Njonizacja to liczba cząsteczek, które rozpadły się na jony.

Stała jonizacji:

Gdzie [A], [B] to rozpadające się jony

- substancja, która nie uległa rozkładowi na jony.

Prawo rozcieńczeń Ostwalda:

K= α 2 c/1- α,

Gdzie α jest stopniem jonizacji

C – stężenie molowe

Siła jonowa roztworu:

I=0,5∑с i z ja 2 ,

Gdzie c i jest stężeniem molowym jonu w roztworze, mol/l

z i jest ładunkiem jonu.

Aktywność jonów jest jego efektywnym stężeniem.

Aktywność jest powiązana ze stężeniem molowym w następujący sposób:

gdzie f – czynnik aktywności

Elektrolity w organizmie: Na i Cl biorą udział w utrzymaniu równowagi kwasowo-zasadowej i osmotycznej w organizmie. Sa odgrywa dużą rolę w budowie tkanki kostnej i zębów, w regulacji kwasowości krwi i jej krzepnięciu, w pobudliwości mięśni i tkanki nerwowej. DO występuje głównie w płynach ustrojowych i miękkie chusteczki, gdzie jest niezbędny element aby utrzymać ciśnienie osmotyczne i regulować pH krwi. Mg jest kofaktorem wielu reakcji enzymatycznych i jest niezbędny na wszystkich etapach syntezy białek. W organizmach żywych Fe jest ważnym pierwiastkiem śladowym katalizującym procesy wymiany tlenu. Współ jest częścią witaminy B 12, bierze udział w hematopoezie, funkcjach system nerwowy i wątroba, reakcje enzymatyczne. Zn niezbędna w metabolizmie witaminy E, bierze udział w syntezie różnych hormonów anabolicznych w organizmie, m.in. insuliny, testosteronu i hormonu wzrostu. Mn wpływa na wzrost, tworzenie krwi i funkcję gruczołów płciowych.

Ślina jako elektrolit jest złożonym środowiskiem biochemicznym. Liczba jonów H+ i OH określa pH śliny, które zwykle wynosi 6,9. Wartość pH zmienia się w zależności od charakteru procesu patologicznego w jamie ustnej. Dlatego w chorobach zakaźnych ślina ma odczyn kwaśny. substancje nieorganiczne, ślina zawiera aniony chloru, bromu, jodu, fluoru.Aniony fosforanowe i fluorowe przyczyniają się do wzrostu potencjałów elektrochemicznych, aniony chlorowe - przenoszą ładunki jonowe i są depolaryzatorem (czynnikiem przyspieszającym procesy anodowe i katodowe).Mikroelementy w ślinie oznaczane są: żelazo, miedź, srebro, mangan, glin i inne - oraz makroelementy: wapń, potas, sód, magnez, fosfor.

Szybkość reakcji chemicznej zależy od temperatury, a wraz ze wzrostem temperatury szybkość reakcji wzrasta. Holenderski naukowiec Van't Hoff wykazał, że wraz ze wzrostem temperatury o 10 stopni szybkość większości reakcji wzrasta 2-4 razy;

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

Gdzie VT 2 i VT 1 to szybkości reakcji w temperaturach T 2 i T 1; y jest współczynnikiem temperaturowym szybkości reakcji, który pokazuje, ile razy szybkość reakcji wzrasta, gdy temperatura wzrasta o 10 K.

Przy stężeniu reagentów wynoszącym 1 mol/l szybkość reakcji jest liczbowo równa stałej szybkości k. Następnie równanie pokazuje, że stała szybkości zależy od temperatury w taki sam sposób, jak szybkość procesu.

3. Napisz wersję reakcji eliminacji z uwolnieniem halogenowodoru.

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

Bilet nr 4

1. Co to jest „masa atomowa”, „masa cząsteczkowa”, „mol substancji” i co uważa się za jednostkę masy atomowej (amu)?

MASA ATOMOWA – masa atomu wyrażona w jednostkach masy atomowej (a.m.u.). na jednostkę Przyjmuje się, że em stanowi 1/12 masy izotopu węgla-12.

rano = 1/12 m 12 6 C = 1,66 * 10 -24

MASA MOLEKULARNA – Masa molowa związku podzielona przez 1/12 masy molowej atomu węgla-12.

MOL – ilość substancji zawierająca taką samą liczbę cząstek lub jednostek strukturalnych (atomów, jonów, cząsteczek, rodników, elektronów, odpowiedników itp.) jak w 12 a. np. izotop węgla-12.

Wzór na zwiększenie szybkości reakcji w obecności katalizatora.

Wartość Ea (energii aktywacji) można zmienić za pomocą katalizatorów. Substancje, które biorą udział, ale nie są zużywane w procesie reakcji, nazywane są katalizatorami. Samo to zjawisko nazywa się katalizą. Wzrost szybkości reakcji w obecności katalizatora określa wzór

W zależności od tego, czy katalizator znajduje się w tej samej fazie co reagenty, czy tworzy fazę niezależną, mówimy o katalizie homogenicznej lub heterogenicznej. Mechanizm działania katalitycznego nie jest dla nich taki sam, jednak w obu przypadkach reakcja ulega przyspieszeniu na skutek spadku Ea. Istnieje szereg specyficznych katalizatorów – inhibitorów, które zmniejszają szybkość reakcji.

gdzie są parametrami procesu katalitycznego, V, k, Ea są parametrami procesu niekatalitycznego.

Napisz reakcje spalania substancji nieorganicznych zawierających węgiel w tlenie, wskazując środek utleniający i redukujący, a także stopień utlenienia węgla przed i po reakcji.

C – reduktor, proces utleniania

O – utleniacz, proces redukcji

Bilet numer 5

1. Co to jest „elektroujemność”, „wartościowość”, „stan utlenienia” pierwiastka i jakie są podstawowe zasady ich wyznaczania?

STOPIEŃ UTLENIANIA – warunkowy ładunek atomu pierwiastka, uzyskany przy założeniu, że związek składa się z jonów. Może być dodatni, ujemny, zerowy, ułamkowy i jest oznaczony cyfrą arabską ze znakiem „+” lub „-” w postaci prawego górnego indeksu symbolu elementu: C 1-, O 2-, H + , Mg2+, N3-, N5+, Cr6+.

Aby określić stopień utlenienia (s.o.) pierwiastka w związku (jonie), stosuje się następujące zasady:

1 W substancjach prostych (H2, S8, P4) s. 23 O. równy zeru.

2 Stała s. O. zawierają pierwiastki alkaliczne (E+) i ziem alkalicznych (E2+), a także fluor P-.

3 Wodór w większości związków ma ok. O. H+ (H2O, CH4, HCl), w wodorkach - H- (-NaH, CaH2); Z. O. tlen z reguły wynosi -2 (O2-), w nadtlenkach (-O-O-) - 1 (O-).

4 W związkach binarnych niemetali, ujemne c. O. przypisany do elementu po prawej stronie).

5 Suma algebraiczna s. 5 O. cząsteczka jest równa zero, jon - jej ładunek.

Zdolność atomu do przyłączania lub zastępowania określonej liczby innych atomów nazywa się WALENCJĄ. Miarą wartościowości jest liczba atomów wodoru lub tlenu przyłączonych do pierwiastka, pod warunkiem, że wodór jest jednowartościowy, a tlen dwuwartościowy.