Viteza de reacție chimică - o cantitate de schimbare a unuia dintre reactanți pe unitate de timp per volum de reacție unitate. Acesta este un concept-cheie de cinetica chimică. Rata reacțiilor chimice - este întotdeauna o valoare pozitivă, cu toate acestea, în cazul în care este determinată de materia primă (concentrația care scade în timpul reacției), valoarea obținută se înmulțește cu -1.
De exemplu, pentru reacție: A + B-> C + D
expresie pentru viteza va arata
Faza de termodinamică - termodinamic parte omogenă din proprietățile termodinamice ale sistemului, separat de celelalte suprafețe de interfață pe care a schimbat brusc unele proprietăți ale sistemului. O altă definiție: Fază - o parte omogenă a unui sistem eterogen. In diferite faze ale unui sistem cu un singur component poate fi prezentat în diferite stări agregate sau diferite modificări polimorfe ale unei substanțe. Faza de sistem multi-component poate fi diferită de compoziție și structură. În orice caz, prezența tranziției de fază înseamnă o posibilitate, în principiu, o substanță de la o fază la alta
Dependența vitezei de reacție chimică la concentrația reactanților, legea acțiunii de masă. Sensul fizic al constantei de viteză. reacție moleculară și chimică pe ordinea de exemple de reacții omogene și eterogene. Semnificația fizică a acestor parametri.
Creșterile viteza de reacție crește cu creșterea concentrației reactanților. Rata reacției dorite
egală. în care CA, Cb, cD, cE - concentrația reactanților, mol / l; a, b, d, e coeficienți -stehiometricheskie sau ordinul de reacție de reactiv A, B, D sau E; k1 și k2 sunt constantele de viteză ale reacțiilor chimice.
Această ecuație se numește ecuația cinetică a reacției chimice.
Dependența de concentrația vitezei de reacție omogenă este determinată de legea acțiunii maselor (legea Guldberg și Waage, 1864-1867): Viteza de reacție chimică este direct proporțională cu produsul concentrațiilor reactanților în gradul de raporturile stoichiometrice.
Toate reacțiile chimice pot fi împărțite în omogene și eterogene. Pentru reacțiile omogene includ reacțiile care apar între substanțe în aceeași stare de agregare, în cazul în care între ele nu există nici o interfață. Pentru reacțiile omogene sunt reacții între gaze, lichide miscibile nelimitate și soluții lichide. Reacțiile omogeni apar în ecran, și anume Are condițiile cele mai favorabile pentru contactul moleculelor de reactanți.
Reacțiile dintre substanțele aflate în diferite stări de agregare sau într-o stare de agregare, dar separate printr-o partiție de suprafețe sunt reacții eterogene. Acestea includ, de exemplu, reacția dintre un gaz și un lichid, două lichide nemiscibile, amestecuri mecanice solide. Procesul chimic reacție heterogen are loc numai la interfața dintre suprafețele faze reacționând.
15) reacție chimică Dependența skrosti de temperatură. Energia de activare. ecuația Arrhenius. Entropy de activare. regula Van't Hoff.
regula Van't Hoff: cu creșterea ratei de temperatură de 10 K multe reacții crește în 2-4 ori :. unde # 947, un coeficient a cărui valoare pentru reacția endotermă este mai mare decât pentru exotermic (2 la 4).
UravnenieArreniusa stabilește dependența vitezei de reacție chimică constantă cu temperatură Conform unui simplu reacție chimică model de coliziune între cele două materii prime pot avea loc doar ca urmare a unor coliziuni intre molecule ale acestor substanțe. Dar nu fiecare întâlnire conduce la o reacție chimică. Este necesar să se depășească o anumită barieră de energie pentru moleculele au început să reacționeze între ele. Adică, moleculele trebuie să aibă o anumită energie minimă (energie de activare) pentru a depăși această barieră. Distribuția Boltzmann pentru energia cinetică a moleculelor este cunoscut faptul că numărul de molecule cu energie. proporțional. Viteza de reacție chimică reprezentată prin ecuația care a fost obținut chimist suedez Svante Arrhenius din considerente termodinamice :. Aici, A (sau scriere caracterizează frecvența coliziunilor de reacție a moleculelor (factor pre-exponențial).
16) echilibru chimic. Constanta de echilibru (exemple, sens fizic). Principiul echilibrului schimbare (în general, Le Chatelier).
echilibru chimic - o stare a sistemului chimic, în care are loc în mod reversibil, una sau mai multe reacții chimice, cu viteza fiecărei perechi drepte backlash egale. Pentru un sistem în echilibru chimic, parametrii concentrațiile reactantului, temperatură și alte sisteme nu sunt schimbate cu vremenem.aA + bB + cC + dD. Constanta de echilibru egal cu raportul dintre constantele forward și reverse reacțiile. = /. # 8710; = -RTln. # 8710; G> 0 Vred
Factorii care afectează echilibrul chimic:
Pe măsură ce temperatura crește echilibrul chimic este deplasat spre partea endotermic (absorbanta) a reacției și este coborâtă spre exotermă (separarea) a reacției.
CaCO3 = CaO + CO2 -Q t ↑ →, t ↓ ←
N2 + 3H2↔2NH3 + Q t ↑ ← t ↓ →
Cu o presiune tot mai mare echilibrului chimic este deplasat spre cantități mai mici de materiale, și este coborât spre volum mai mare. Acest lucru se aplică numai gazelor, adică dacă ați participa la solidele de reacție, acestea nu sunt luate în considerare.
CaCO3 = CaO + CO2 P ↑ ←, P ↓ →
3) Concentrația materiilor prime și produselor de reacție
Odată cu creșterea concentrației unuia dintre materiile prime, echilibrul chimic este deplasat spre produșii de reacție, în timp ce creșterea concentrației produșilor de reacție din partea materiilor prime.
S2 + 2O2 = 2SO2 [S], [O] ↑ → [SO2] ↑ ←
Catalizatorii nu afectează deplasarea echilibrului chimic! Sau: Dacă sistemul este în echilibru, este o acțiune externă, echilibrul se schimbă într-o astfel de direcție, care reduce influența externă.
17.Kataliz XP-accelerație catalizatori datorate. Un proces reversibil folosind inhibitori. Katalizotor este eficient în cantități foarte mici. Catalizatorul acționează selectiv. Catalizatorul nu induce reacția incredibilă termodinamic nu schimbă direcția de XP, ci doar accelera. Cataliza pot fi omogene și eterogene. Exemple de cataliză omogenă este descompunerea peroxidului de hidrogen în prezența ionilor de iod. Reacția are loc în două etape:
+ H2O2 I → H 2 O + IO
H2O2 + IO → H2O + O2 + I
Când cataliză omogenă acțiunea catalizatorului se datorează faptului că acesta reacționează cu reactanți pentru a forma intermediari, acest lucru duce la o reducere a energiei de activare.
In proces eterogen de accelerare cataliză are loc, de obicei, pe suprafața corpului solid - catalizator, activitatea catalizatorului, prin urmare, depinde de mărimea și proprietățile suprafeței sale. În practică, catalizatorul este aplicat în mod obișnuit pe suportul poros solid.
Mecanismul cataliza heterogenă este mai complexă decât în omogenă. Mecanismul catalizei eterogen include cinci etape, toate acestea sunt reversibile: Difuzia reactantilor la suprafața solidului; adsorbție fizică la situsurile active ale suprafeței moleculelor de reactant solid și apoi chemisorpția lor; Reacția chimică dintre moleculele reactive; Desorbție produselor de pe suprafața catalizatorului; Difuziunea produsului din suprafața catalizatorului în fluxul general. Astfel, reacțiile catalitice heterogene începe cu etapa de adsorbție, care a dus la legăturile chimice slăbite sau rupte în moleculele reactante. Ignibitory-substanțe care inhibă reacțiile chimice.
18. Sistemul dispersă este un sistem multicomponent constând din două sau mai multe substanțe, una dintre ele fiind foarte zdrobiți sau distribuite (dispersirovanno) într-o alta.
mediu de dispersie este continuă pe tot parcursul volumului, iar dispersirovana fază dispersată în acest mediu.
[N = 1 / D]. în cazul în care n-gradul de dispersie diametru, D-particulă.
După gradul de dispersie și starea globală poate fi reprezentată printr-o scară de dispersie:
10 ^ (- 10) -10 ^ (- 8,5): ion molecular-sistem de dispersie (soluții adevărate de acizi, săruri și baze)
10 ^ (- 8,5) x 10 ^ (- 6): dispersa fin sisteme; soluții coloidale, particule de micelii.
10 ^ (- 6) -10 ^ (- 3): Sistem grosieră dispersat: praf (solid-gaz); emulsie (lichid în lichid), suspensie (solid în lichid), aerosoli (gaz petrolier lichefiat), vapori (lichid la gaz).
Solubilitatea - o substanță cu alte substanțe pentru a forma un -solution sistem omogen în care substanța este sub formă de atomi individuali, ioni, molecule sau particule. Solubilitatea concentrația solutului este exprimată în soluția saturată sau în procente sau în unități volumetrice atribuite conducerii de 100 g sau 100 cc (ml) de solvent (g / 100 g sau cc / 100 cc) greutate sau. Solubilitatea gazelor în lichid depinde de temperatura și presiunea. Solubilitatea materiei lichide și solide - practic numai temperatura.
19.Kontsentratsiya-numărul de solut pe unitatea de greutate sau de volum al soluției sau solventul:
concentrație procentuală: numărul de grame de solut în 100 g soluție.
Molaritatea (cm) este numărul de moli de solut dizolvat în 1 litru de soluție:
Cm = v / V unde moli V-volum, v-Chilo.
Normalitatea (Cn) - numărul de echivalenți gram dintr-un solut în 1 litru de soluție:
Cn = z * A se vedea = z * v / V. în cazul în care numărul de z-echivalență, v-cantitate de substanță dizolvată, soluția-V totală.
Titrul (T) ca -afișează gram de solut conținută într-un milimetru sau soluție centimetru unică:
T = m / V. unde m-masa de solut, soluția-V totală.
Molalitate (# 956;) - indică numărul de moli de substanță, care prihoditsyana 1000 g de apă pură: # 956; = v / m, în cazul în care v-cantitate de solut, m-masa solventului.
Fracția molară a substanței (X a) -afișează raportul dintre molii de solut summarnoomu la numărul de moli de solut și solvent:
XB = v (Pb) / v (Pb) + v (R). unde v (Pe) este numărul de moli de solut, v (P) este numărul de moli de solvent.