Reacțiile chimice se desfășoară cu viteze diferite: cu o viteză mică - cu formarea de stalactite și stalagmite, cu o viteză medie - cu gătirea, instantaneu - cu o explozie. Reacțiile în soluții apoase trec foarte repede.

Determinarea vitezei unei reacții chimice, precum și determinarea dependenței acesteia de condițiile procesului, este sarcina cineticii chimice - știința legilor care reglementează cursul reacțiilor chimice în timp.

Dacă reacțiile chimice apar într-un mediu omogen, de exemplu, în soluție sau în faza gazoasă, atunci interacțiunea substanțelor care reacționează are loc pe întregul volum. Astfel de reacții sunt numite omogen.

  (v homogue) este definit ca o modificare a cantității unei substanțe pe unitate de timp într-un volum de unitate:

unde Δn este modificarea numărului de aluniți dintr-o substanță (cel mai adesea sursa, dar poate exista un produs de reacție); Is este intervalul de timp (s, min); V este volumul de gaz sau soluție (l).

Deoarece raportul dintre cantitatea de substanță și volum este o concentrație molară de C, atunci

Astfel, rata unei reacții omogene este definită ca modificarea concentrației uneia dintre substanțe pe unitatea de timp:

dacă volumul sistemului nu se modifică.

Dacă reacția are loc între substanțe din diferite stări de agregat (de exemplu, între o substanță solidă și un gaz sau lichid), sau între substanțe care nu sunt în măsură să formeze un mediu omogen (de exemplu, între lichide imiscibile), atunci acesta trece doar pe suprafața de contact a substanțelor. Astfel de reacții sunt numite heterogenă.

Este definit ca modificarea cantității de substanță pe unitatea de timp pe o unitate de suprafață.

unde S este suprafața de contact a substanțelor (m 2, cm 2).

Modificarea cantității de substanță prin care se determină rata de reacție este un factor extern observat de cercetător. De fapt, toate procesele se desfășoară la nivel micro. Evident, pentru ca unele particule să reacționeze, ele trebuie în primul rând să se ciocnească și să se ciocnească eficient: să nu se împrăștie ca bilele în direcții diferite, ci astfel încât „legăturile vechi” să se descompună sau să se slăbească în particule și „noi”. ", Și pentru aceasta particulele trebuie să aibă suficientă energie.

Datele calculate arată că, de exemplu, în gaze, coliziunile moleculelor la presiunea atmosferică se ridică la miliarde în 1 secundă, adică toate reacțiile ar trebui să meargă instantaneu. Dar nu este așa. Se dovedește că doar o fracțiune foarte mică din molecule are energia necesară, ceea ce duce la o coliziune eficientă.

Excesul minim de energie pe care trebuie să îl aibă o particulă (sau o pereche de particule) pentru a avea loc o coliziune eficientă energie de activareE a.

Astfel, pe calea tuturor particulelor care intră în reacție, există o barieră energetică egală cu energia de activare E a. Când este mic, există multe particule care o pot depăși, iar rata de reacție este mare. În caz contrar, este necesară o apăsare. Când aduceți o potrivire pentru a aprinde lampa cu spirit, dați energia suplimentară E necesară pentru coliziunea eficientă a moleculelor de alcool cu \u200b\u200bmoleculele de oxigen (depășind bariera).

Viteza unei reacții chimice depinde de mulți factori. Principalele sunt: \u200b\u200bnatura și concentrația substanțelor care reacționează, presiunea (în reacțiile care implică gaze), temperatura, acțiunea catalizatorilor și suprafața substanțelor care reacționează în cazul reacțiilor eterogene.

temperatură

Odată cu creșterea temperaturii în majoritatea cazurilor, rata unei reacții chimice crește semnificativ. În secolul XIX. Chimistul olandez J. X. Vant-Hoff a formulat regula:

O creștere a temperaturii pentru fiecare 10 ° C duce la o creștererate de reacție de 2-4 ori(această valoare se numește coeficientul de reacție al temperaturii).

Odată cu creșterea temperaturii, viteza medie a moleculelor, energia lor, numărul de coliziuni crește ușor, dar ponderea moleculelor „active” care participă la coliziuni eficiente care depășesc bariera energetică a reacției crește brusc. Din punct de vedere matematic, această dependență este exprimată prin raportul:

unde v t 1 și v t 2 sunt ratele de reacție la temperaturile finale t 2 și respectiv t 1 inițiale și γ este coeficientul de temperatură al vitezei de reacție, care arată de câte ori crește rata de reacție odată cu creșterea temperaturii pentru fiecare 10 ° С.

Cu toate acestea, pentru a crește rata de reacție, o creștere a temperaturii nu este întotdeauna aplicabilă, deoarece materiile prime pot începe să se descompună, solvenții sau substanțele în sine se pot evapora etc.

Reacții endotermice și exoterme

Reacția metanului cu oxigenul atmosferic, după cum se știe, este însoțită de eliberarea unei cantități mari de căldură. Prin urmare, este utilizat în viața de zi cu zi pentru gătit, încălzire apă și încălzire. Gazul natural furnizat caselor prin conducte constă în 98% metan. Reacția oxidului de calciu (CaO) cu apa este, de asemenea, însoțită de eliberarea unei cantități mari de căldură.

Despre ce pot vorbi aceste fapte? Când se formează noi legături chimice în produsele de reacție, aceasta este eliberată mai mareenergie decât este necesar pentru a rupe legăturile chimice din reactivi. Excesul de energie este eliberat sub formă de căldură și uneori de lumină.

CH4 + 2O2 \u003d CO 2 + 2H 2 O + Q (energie (lumină, căldură));

CaO + H2O \u003d Ca (OH) 2 + Q (energie (căldură)).

Astfel de reacții trebuie să se desfășoare cu ușurință (cât de ușor o piatră se rostogolește în jos).

Reacțiile în care este eliberată energia sunt numite exotermic(din latinescul „exo” - afară).

De exemplu, multe reacții redox sunt exotermice. Una dintre astfel de reacții frumoase este reducerea intramoleculară a oxidării care are loc în aceeași sare - dicromat de amoniu (NH 4) 2 Cr 2 O 7:

(NH4) 2 Cr2O7 \u003d N2 + Cr2O3 + 4H2O + Q (energie).

Reacția inversă este o altă problemă. Sunt similare cu rostogolirea unei pietre în sus. Încă nu este posibil să se obțină metan din CO 2 și apă, iar încălzirea puternică este necesară pentru a obține CaO timp rapid din hidroxid de calciu Ca (OH) 2. O astfel de reacție are loc numai cu un flux constant de energie din exterior:

Ca (OH) 2 \u003d CaO + H2O - Q (energie (căldură))

Acest lucru sugerează că ruperea legăturilor chimice în Ca (OH) 2 necesită mai multă energie decât poate fi eliberată în timpul formării de noi legături chimice în molecule de CaO și H2O.

Se numesc reacții în care energia este absorbită endotermic(din „endo” - interior).

Concentrație de reactiv

O schimbare a presiunii cu participarea substanțelor gazoase la reacție duce, de asemenea, la o modificare a concentrației acestor substanțe.

Pentru ca interacțiunea chimică dintre particule să aibă loc, acestea trebuie să se ciocnească eficient. Cu cât este mai mare concentrația substanțelor care reacționează, cu atât sunt mai multe coliziuni și, în consecință, rata de reacție este mai mare. De exemplu, în oxigen pur, acetilena arde foarte repede. În acest caz, se dezvoltă o temperatură suficientă pentru a topi metalul. Pe baza unui material experimental mare din 1867, norvegienii K. Guldenberg și P. Vaage și independent de ei în 1865, savantul rus N. I. Beketov a formulat legea de bază a cineticii chimice, care stabilește dependența ratei de reacție de concentrația substanțelor care reacționează.

Viteza unei reacții chimice este proporțională cu produsul concentrațiilor substanțelor care reacționează, luate în grade egale cu coeficienții acestora în ecuația de reacție.

Această lege este numită și legea maselor.

Pentru reacția A + B \u003d D, această lege este exprimată după cum urmează:

Pentru reacția 2A + B \u003d D, această lege este exprimată după cum urmează:

Aici C A, C B sunt concentrațiile substanțelor A și B (mol / l); k 1 și k 2 sunt coeficienți de proporționalitate numiți constante ale vitezei de reacție.

Sensul fizic al constantei vitezei de reacție nu este greu de stabilit - este numeric egal cu viteza de reacție, în care concentrațiile substanțelor care reacționează sunt de 1 mol / l sau produsul lor este unitatea. În acest caz, este clar că constanta vitezei de reacție depinde doar de temperatură și nu depinde de concentrația substanțelor.

Legea maselor nu ia în considerare concentrația substanțelor reactive în stare solidă, deoarece reacționează la suprafețe și concentrațiile lor sunt de obicei constante.

De exemplu, pentru o reacție de combustie a cărbunelui, expresia pentru rata de reacție trebuie să fie scrisă după cum urmează:

adică, rata de reacție este proporțională numai cu concentrația de oxigen.

Dacă ecuația de reacție descrie doar reacția chimică totală care se desfășoară în mai multe etape, atunci rata unei astfel de reacții poate depinde într-un mod complex de concentrațiile materiilor prime. Această dependență este determinată experimental sau teoretic pe baza mecanismului de reacție propus.

Acțiune de catalizator

Puteți crește rata de reacție folosind substanțe speciale care schimbă mecanismul de reacție și îl direcționează pe o cale mai favorabilă din punct de vedere energetic, cu o energie de activare mai mică. Se numesc catalizatori (din lat. Cataliză - distrugere).

Catalizatorul acționează ca un ghid experimentat care ghidează un grup de turiști nu printr-o trecere mare în munți (depășirea necesită mult timp și efort și nu este accesibil tuturor), dar de-a lungul binecunoscutei trasee ocolitoare de-a lungul cărora este posibil să depășim muntele mult mai ușor și mai repede.

Adevărat, prin sensul giratoriu nu puteți ajunge exact unde duce pasajul principal. Dar uneori este exact ceea ce se cere! Astfel se numesc catalizatori selectivi. Este clar că nu este necesară arderea amoniacului și azotului, dar la producerea acidului azotic se folosește oxidul nitric (II).

catalizatorii   - acestea sunt substanțe care participă la o reacție chimică și își schimbă viteza sau direcția, dar la sfârșitul reacției rămân neschimbate cantitativ și calitativ.

O modificare a vitezei unei reacții chimice sau a direcției sale folosind un catalizator se numește cataliză. Catalizatorii sunt utilizați pe scară largă în diverse industrii și în transporturi (convertoare catalitice care transformă oxizii de azot din eșapamentul auto în azot inofensiv).

Există două tipuri de cataliză.

Cataliză omogenăîn care atât catalizatorul cât și substanțele care reacționează se află în aceeași stare de agregare (fază).

Cataliză heterogenăîn care catalizatorul și reactanții sunt în diferite faze. De exemplu, descompunerea peroxidului de hidrogen în prezența unui catalizator solid pentru oxidul de mangan (IV):

Catalizatorul în sine nu este consumat ca rezultat al reacției, dar dacă alte substanțe sunt adsorbite pe suprafața sa (se numesc otrăvuri catalitice), atunci suprafața devine nefuncțională și este necesară regenerarea catalizatorului. Prin urmare, înainte de a efectua reacția catalitică, materialele de pornire sunt purificate complet.

De exemplu, la producerea acidului sulfuric prin metoda de contact, se utilizează un catalizator solid - oxid de vanadiu (V) V 2 O 5:

Pentru producerea metanolului, se folosește un catalizator solid de zinc-crom (8ZnO Cr2O3 x CrO 3):

Catalizatori biologici foarte eficienți - enzime. După natura chimică, acestea sunt proteine. Datorită lor, reacțiile chimice complexe apar la organismele vii la temperaturi scăzute, cu viteză mare.

Se cunosc alte substanțe interesante - inhibitori (din Lat. Inhibere - pentru a întârzia). Reacționează cu particule active cu viteză mare pentru a forma compuși inactivi. Ca urmare, reacția încetinește brusc și apoi se oprește. Inhibitorii sunt adesea adăugați în mod special la diferite substanțe pentru a preveni procesele nedorite.

De exemplu, soluțiile de peroxid de hidrogen sunt stabilizate cu inhibitori.

Natura substanțelor care reacționează (compoziția, structura)

valoare energie de activareeste factorul prin care este afectat efectul naturii substanțelor care reacționează asupra vitezei de reacție.

Dacă energia de activare este scăzută (< 40 кДж/моль), то это означает, что значительная часть столкнове­ний между частицами реагирующих веществ при­водит к их взаимодействию, и скорость такой ре­акции очень большая. Все реакции ионного обмена протекают практически мгновенно, ибо в этих ре­акциях участвуют разноименно заряженные ионы, и энергия активации в данных случаях ничтожно мала.

Dacă energia de activare este mare   (\u003e 120 kJ / mol), aceasta înseamnă că doar o fracțiune neglijabilă a coliziunilor dintre particulele care interacționează duce la o reacție. Prin urmare, rata unei astfel de reacții este foarte mică. De exemplu, cursul sintezei amoniacului la temperatura obișnuită este aproape imposibil de observat.

Dacă energiile de activare ale reacțiilor chimice au valori intermediare (40 120 kJ / mol), atunci ratele acestor reacții vor fi medii. Astfel de reacții includ interacțiunea sodiului cu apa sau alcoolul etilic, decolorarea apei bromice cu etilena, interacțiunea zincului cu acidul clorhidric etc.

Suprafața de contact a reactanților

Viteza de reacții care se produce pe suprafața substanțelor, adică eterogenă, depinde, alte lucruri fiind egale, de proprietățile acestei suprafețe. Este cunoscut faptul că pământul de cretă în pulbere se dizolvă mult mai rapid în acid clorhidric decât o bucată de cretă cu masă egală.

Creșterea vitezei de reacție se datorează în primul rând o creștere a suprafeței de contact a materiilor prime, precum și o serie de alte motive, de exemplu, o încălcare a structurii rețelelor de cristal „obișnuite”. Acest lucru duce la faptul că particulele de pe suprafața microcristalelor rezultate sunt mult mai reactive decât aceleași particule de pe o suprafață „netedă”.

În industrie, pentru efectuarea reacțiilor eterogene, se folosește un „pat fluidizat” pentru creșterea suprafeței de contact a substanțelor care reacționează, aprovizionarea cu materii prime și eliminarea produselor. De exemplu, în producerea acidului sulfuric se folosește piritul „pat fluidizat”.

Material de referință pentru trecerea testului:

Tabelul periodic

Masa de solubilitate

Reacțiile chimice au loc la viteze diferite. Unele dintre ele se termină complet în fracții mici de secundă, altele în minute, ore, zile. În plus, una și aceeași reacție se poate desfășura în anumite condiții, de exemplu, la temperaturi ridicate și încet în altele, de exemplu, la răcire, lent; cu toate acestea, diferența de viteză a aceleiași reacții poate fi foarte mare.

Când se ia în considerare viteza unei reacții, este necesar să se facă distincția între reacțiile care au loc în sistem omogen și reacții care au loc în sistem eterogen.

Faza este partea sistemului, separată de celelalte părți ale acestuia prin interfață .

Un sistem omogen este un sistem format dintr-o fază (dacă reacția se desfășoară într-un sistem omogen, atunci trece prin întregul volum al acestui sistem):

H2 + Cl2 \u003d 2HCI

Eterogen - un sistem format din mai multe faze (dacă reacția se desfășoară între substanțele care alcătuiesc sistemul eterogen, atunci poate merge doar pe interfața dintre fazele care alcătuiesc sistemul):

Fe + 2HCl \u003d FeCl2 + H2

Reacția se desfășoară numai pe suprafața metalului, deoarece numai aici există două substanțe care reacționează în contact între ele. În acest sens, viteza unei reacții omogene și rata unei reacții eterogene sunt determinate diferit

Un exemplu de sistem omogen poate fi orice gaz, de exemplu, un amestec de azot cu oxigen. Un alt exemplu de sistem omogen este o soluție a mai multor substanțe din un solventde exemplu, o soluție de clorură de sodiu, sulfat de magneziu, azot și oxigen în apă. Următoarele sisteme pot fi citate ca exemple de sisteme eterogene: apă cu gheață, soluție saturată cu sedimente, cărbune și sulf într-o atmosferă de aer. În ultimul caz, sistemul este format din trei faze: două solide și un gaz.

Viteza unei reacții omogene este raportul dintre modificarea concentrației molare a reactanților sau a produselor de reacție pe unitatea de timp:

V \u003dΔC⁄∆t \u003d ∆n⁄ (V ∙ ∆t)

n este cantitatea de substanță.

Viteza unei reacții eterogene este modificarea cantității unei substanțe care reacționează sau se formează în timpul reacției pe unitatea de timp pe unitate de suprafață a fazei:

V \u003d ∆n⁄ (S ∙ ∆t)

Printre principalii factori care afectează rata de reacție se numără:

1. natura substanțelor care reacționează;

2. concentrarea lor;

3. temperatură;

4. prezența catalizatorilor în sistem;

5. viteza unor reacții eterogene depinde și de intensitatea mișcării lichidului sau a gazului în apropierea suprafeței pe care are loc reacția, de zona de contact.

Să începem cu cel mai simplu și mai important:

Dependența vitezei de reacție de concentrația substanțelor care reacționează.

O condiție necesară pentru o interacțiune chimică între particulele materiilor prime este ciocnirea lor între ele. Adică particulele ar trebui să se apropie unul de celălalt, astfel încât atomii unuia dintre ei să experimenteze acțiunea câmpurilor electrice create de atomii celuilalt. Prin urmare, viteza de reacție este proporțională cu numărul de coliziuni prin care sunt supuse moleculele substanțelor care reacționează.

Numărul de coliziuni, la rândul său, este mai mare, cu atât este mai mare concentrația fiecăreia dintre materiile prime sau, cu atât este mai mare produsul concentrațiilor substanțelor care reacționează. Deci, rata de reacție:

este proporțională cu produsul concentrației substanței A și concentrația substanței B. Notând concentrațiile substanțelor A și B, respectiv prin [A] și [B], putem scrie ^

v \u003d k ∙ [A] ∙ [B]

k este coeficientul de proporționalitate - constanta de viteză a acestei reacții (determinată experimental).

Raportul rezultat exprimă legea   acțiune în masă   pentru o reacție chimică care are loc atunci când două particule se ciocnesc: la o temperatură constantă, viteza unei reacții chimice este direct proporțională cu produsul concentrațiilor de substanțe care reacționează. (C. Gouldberg și P. Wahage în 1867g).

Este logic să presupunem că dacă în reacție sunt implicate 3 particule (probabilitatea unei coliziuni simultane a mai mult de trei particule este extrem de scăzută, ecuațiile care conțin mai mult de 3 particule sunt reacții în lanț, fiecare având loc separat și are viteza proprie), atunci legea maselor care acționează este scrisă în consecință:

v \u003d k ∙ [A] 2 ∙ [B]

v \u003d k ∙ [A] ∙ [B] ∙ [N]

După cum se poate observa, în acest caz, concentrația fiecăreia dintre substanțele care reacționează este inclusă în expresia vitezei de reacție într-o măsură egală cu coeficientul corespunzător din ecuația de reacție.

Valoarea constantei de viteză k depinde de natura substanțelor care reacționează, de temperatură și de prezența catalizatorilor, dar nu depinde de concentrațiile de substanțe.

În reacții omogene:

v \u003d k ∙ 3 ∙

Într-o reacție eterogenă, ecuația de concentrare include concentrația numai substanță gazoasă :

2Na (tv) + H 2 (gaz) → 2NaH (tv)

În echilibru, când viteza reacției directe este egală cu viteza reacției inversă, relația este satisfăcută:

aА + bВ + ... \u003d zZ + dD + ...

K \u003d ([A] a ∙ [B] b ...) ⁄ ([D] d ∙ [Z] z ...)

Presiunile parțiale sunt adesea utilizate pentru a exprima starea de echilibru în reacțiile dintre substanțele gazoase:

N2 (gaz) + 3H 2 (gaz) → 2NH 3 (gaz)

Acest lucru este interesant:

Dependența constantei de echilibru de temperatură și presiune. După cum este indicat în articolul despre termodinamică, constanta de echilibru este legată de energia Gibbs prin ecuație:

sau

Din această ecuație se poate observa că constanta de echilibru este foarte sensibilă la o creștere / scădere a temperaturii și este aproape insensibilă la o schimbare a presiunii. Dependența constantei de echilibru față de factori de entropie și entalpie arată dependența sa de natura reactivilor.

Dependența constantei de echilibru de natura reactivilor.

Această dependență poate fi demonstrată printr-o experiență simplă:

Zn + 2HCl \u003d ZnCl2 + H2

Sn + 2HCl \u003d SnCl2 + H2

Hidrogenul este eliberat mai intens în prima reacție, deoarece Zn este un metal mai activ decât Sn.

Zn + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2

Zn + 2CH3 COOH \u003d Zn (CH3 COO) 2 + H2

Hidrogenul este eliberat mai intens în prima reacție, deoarece H2SO4 este un acid mai puternic decât CH3 COOH.

Concluzie: cu cât substanța este mai activă, cu atât reacționează mai activ. În cazul acizilor, activitatea este rezistența lor (capacitatea de a emite un proton), în cazul metalelor, un loc în seria tensiunii.

Dependența vitezei reacțiilor eterogene de intensitatea mișcării unui lichid sau a unui gaz în apropierea suprafeței pe care se produce reacția, zona de contact.

Această dependență este demonstrată și experimental. Aici, va fi afișată dependența de zona de contact; dependența de viteza gazului sau a lichidului la interfață se supune logicii.

4Al (tv) + 3O 2 → 2Al 2 O 3

4Al (sol) + 3O2 → 2Al2O3

Al (strivit) reacționează mai intens cu oxigenul (o coloană de flacără, dacă doriți să repetați, aruncați puțin argint în foc, dar foarte atent, respectând toate măsurile de siguranță) decât Al (tv), nici măcar nu se aprinde.

Concluzie: gradul de finețe afectează rata de reacție: cu cât substanța este mai fină, cu cât suprafața de contact a reactanților este mai mare, cu atât rata reacțiilor eterogene este mai mare.

Dependența vitezei de reacție de temperatură.

Teoria molecular-cinetică a gazelor și lichidelor face posibilă calcularea numărului de coliziuni între moleculele anumitor substanțe în anumite condiții. Dacă utilizați rezultatele unor astfel de calcule, se dovedește că numărul de coliziuni între moleculele substanțelor în condiții obișnuite este atât de mare încât toate reacțiile ar trebui să se desfășoare aproape instantaneu. Cu toate acestea, în realitate, departe de toate reacțiile se termină rapid. Această contradicție poate fi explicată dacă presupunem că nu orice coliziune a moleculelor substanțelor care reacționează conduce la formarea unui produs de reacție. Pentru ca reacția să aibă loc, adică pentru formarea de noi molecule, este necesar mai întâi să se rupă sau să se slăbească legăturile dintre atomii din moleculele materiilor prime. Aceasta necesită o anumită cantitate de energie. Dacă moleculele care se ciocnesc nu au o astfel de energie, atunci coliziunea va fi ineficientă - nu va duce la formarea unei noi molecule. Dacă energia cinetică a moleculelor de coliziune este suficientă pentru a slăbi sau rupe legăturile, atunci coliziunea poate duce la rearanjarea atomilor și la formarea unei molecule a unei substanțe noi.

Energia pe care trebuie să o posede moleculele pentru ca coliziunea lor să conducă la formarea unei substanțe noi se numește energie de activare a acestei reacții.

Odată cu creșterea temperaturii, numărul de molecule active crește. Rezultă că rata reacției chimice ar trebui să crească odată cu creșterea temperaturii.

Această dependență este exprimată de regula Van Goff: Când temperatura crește pentru fiecare 10 ℃   rata de reacție crește de 2-4 ori:

V2 este viteza de reacție finală; V1 este rata de reacție inițială; coeficientul de temperatură γ (∆t ℃) ⁄10, care arată de câte ori crește viteza, cu o creștere a temperaturii de 10 ℃ (gradul coeficientului).

Acest lucru este interesant:

După cum am menționat mai sus, pentru ca coliziunile moleculare să fie benefice, acestea trebuie să aibă energie de activare. Energia de activare a diferitelor reacții este diferită. Valoarea sa este factorul prin care influența naturii substanțelor care reacționează asupra vitezei de reacție este afectată. Pentru unele reacții, energia de activare este mică, pentru altele, dimpotrivă, este mare.

Dacă energia de activare este foarte mică (mai mică de 40 kJ / mol), atunci aceasta înseamnă că o parte semnificativă a coliziunilor dintre particulele substanțelor care reacționează duce la reacție. Viteza unei astfel de reacții este mare. Dacă energia de activare a reacției este foarte mare (mai mult de 120 kJ / mol), atunci aceasta înseamnă că doar o fracțiune foarte mică din coliziunile particulelor care interacționează duce la o reacție chimică. Viteza unei astfel de reacții este foarte mică. Dacă energia de activare a reacției nu este foarte mică și nu este foarte mare (40-120 kJ / mol), o astfel de reacție nu va avea loc foarte repede și nici foarte lent. Viteza unei astfel de reacții poate fi măsurată.

Reacțiile care necesită o energie de activare vizibilă pentru fluxul lor încep cu ruperea sau slăbirea legăturilor dintre atomii din moleculele materiilor prime. În acest caz, substanțele trec într-o stare intermediară instabilă, caracterizată printr-o rezervă mare de energie. Această condiție se numește complex activat. Pentru formarea sa este nevoie de energie de activare. Un complex activ instabil există pentru o perioadă foarte scurtă de timp. Se descompune formând produse de reacție. În cel mai simplu caz, complexul activat este o configurație de atomi în care legăturile vechi sunt slăbite. Luați în considerare reacția:

Unde sunt reactivii de pornire la început, apoi complexul activat, apoi produsele de reacție.

Această energie necesară pentru tranziția substanțelor într-un complex activat se numește activare Gibbs energie. Este legat de entropia entropiei și activării prin ecuație:

Energia necesară pentru a transfera substanțele în starea complexului activat se numește entalpie de activare - H ≠ Dar este importantă și entropia de activare, depinde de numărul și orientarea moleculelor în momentul coliziunii.

Există orientări favorabile („a”) și nefavorabile („b” și “c”).

Nivelurile de energie din sistemul care reacționează sunt prezentate în diagrama de mai jos. Din aceasta se vede că numai acele molecule care posedă energia necesară de activare Gibbs intră în interacțiune; punctul cel mai înalt este starea în care molecula este atât de aproape și structurile lor sunt denaturate încât formarea de produse de reacție este posibilă:

Astfel, energia de activare Gibbs este bariera energetică care separă reactivii de produse. A cheltuit pe activarea moleculelor apoi eliberat sub formă de căldură.

Dependență de prezența unui catalizator în sistem.Cataliza.

Substanțele care nu sunt divergente ca urmare a reacției, ci afectează viteza acesteia, se numesc catalizatori.

Fenomenul modificării vitezei de reacție sub acțiunea unor astfel de substanțe se numește cataliză. Reacțiile care se desfășoară sub acțiunea catalizatorilor sunt numite catalitice.

În cele mai multe cazuri, efectul catalizatorului se explică prin faptul că reduce energia de activare a reacției. În prezența unui catalizator, reacția trece prin alte etape intermediare decât fără acesta, iar aceste etape sunt mai accesibile din punct de vedere energetic. Cu alte cuvinte, în prezența unui catalizator, apar alte complexe activate și este necesară mai puțină energie pentru formarea lor decât pentru formarea complexelor activate care apar fără un catalizator. Astfel, energia de activare a reacției scade; unele molecule, a căror energie era insuficientă pentru coliziuni active, sunt acum active.

Distingeți între cataliza omogenă și eterogenă.

În cazul catalizei omogene, catalizatorul și reactanții formează o fază (gaz sau soluție).

În cazul catalizei eterogene, catalizatorul este în sistem ca o fază independentă. În cataliza eterogenă, reacția se desfășoară pe suprafața catalizatorului, prin urmare, activitatea catalizatorului depinde de mărimea și proprietățile suprafeței sale. Pentru a avea o suprafață mare („dezvoltată”), catalizatorul trebuie să aibă o structură poroasă sau să fie într-o stare foarte fragmentată (foarte dispersată). În aplicații practice, catalizatorul este de obicei aplicat pe un purtător care are o structură poroasă (pomice, azbest etc.).

În industria chimică, catalizatorii sunt utilizați pe scară largă. Sub influența catalizatorilor, reacțiile pot accelera milioane de ori sau mai mult. În unele cazuri, sub acțiunea catalizatorilor, reacțiile pot fi încântate care practic nu se desfășoară fără ele în anumite condiții.

Acest lucru este interesant:

După cum am menționat deja: o schimbare a vitezei de reacție în prezența unui catalizator se datorează scăderii energiei de activare a etapelor sale individuale. Luați în considerare acest detaliu:

(A ... B) - complex activat.

Lăsați această reacție să aibă o energie mare de activare și să procedeze cu o viteză foarte mică. Să existe substanță K   (catalizator), cu care interacționează cu ușurință A    și formând AK :

(A ... K) - activat complex.

AK interacționează ușor cu B, formând AB:

AK + B \u003d (AK ... B) \u003d AB + K

Complex activat (AK ... B).

AK + B \u003d (AK ... B) \u003d AB + K

Rezumând aceste ecuații obținem:

Toate cele de mai sus sunt prezentate în grafic:

Acest lucru este interesant:

Uneori, rolul catalizatorilor este jucat de radicalii liberi, datorită cărora reacția se desfășoară conform unui mecanism de lanț (explicația de mai jos). De exemplu, reacția:

Dar dacă în sistem se introduc vapori de apă, se formează radicali liberi ∙ OH și H ∙.

∙ OH + CO \u003d CO 2 + H ∙

H ∙ + O 2 \u003d ∙ OH + ∙ O

CO + ∙ O \u003d CO 2

Astfel, reacția se desfășoară mult mai repede.

Reacții în lanț.    Reacțiile în lanț continuă cu participarea centrilor activi - atomi, ioni sau radicali (fragmente de molecule), care au electroni neperecheți și, prin urmare, prezintă o activitate de reacție foarte mare.

În actele de interacțiune ale centrilor activi cu moleculele materiilor prime, se formează molecule de produs de reacție, precum și noi particule active - noi centre active capabile de actul interacțiunii. Astfel, centrii activi servesc ca creatori ai lanțurilor de transformări succesive ale substanțelor.

Un exemplu de reacție în lanț este reacția de sinteză a clorurii de hidrogen:

H   2 (gaz)+ CI   2 (gaz)   \u003d 2HCl

Această reacție este cauzată de acțiunea luminii. Absorbția unei cantități de energie radiantă λυ   molecula de clor duce la excitarea sa. Dacă energia vibrațională depășește energia de legătură între atomi, atunci molecula se descompune:

Cl2 + λυ \u003d 2Cl ∙

Atomii de clor rezultați reacționează cu ușurință cu moleculele de hidrogen:

Cl ∙ +H 2 \u003d HCl + H ∙

La rândul său, atomul de hidrogen reacționează ușor cu o moleculă de clor:

H ∙ + Cl2 \u003d HCl + Cl ∙

Această secvență de procese continuă. Cu alte cuvinte, o cantitate absorbită de lumină duce la formarea multor molecule de HCI. Lanțul se poate încheia în coliziunea particulelor cu pereții vasului, precum și într-o astfel de coliziune a două particule active și una inactivă, ca urmare a faptului că particulele active sunt combinate într-o moleculă, iar energia eliberată este transportată de o particulă inactivă. În astfel de cazuri, are loc un circuit deschis:

Cl ∙ + Cl ∙ \u003d Cl2

Cl ∙ + Cl ∙ + Z \u003d Cl 2 + Z ∙

unde Z - a treia particulă.

Acesta este mecanismul unei lanțuri până la o reacție neegalată: cu fiecare interacțiune elementară, un centru activ formează, pe lângă molecula produsului de reacție, un nou centru activ.

Reacțiile în lanț ramificate includ, de exemplu, reacția de formare a apei din substanțe simple. Următorul mecanism al acestei reacții a fost stabilit experimental și confirmat prin calcule:

H 2 + O 2 \u003d 2 ∙ OH

∙ OH +H 2 = H 2   O + H ∙

H ∙ + O 2 \u003d ∙ OH + O ∙ ∙

O ∙ ∙ +H 2 \u003d ∙ OH + H ∙

Prin mecanismul în lanț, apar reacții chimice importante, cum ar fi arderea, exploziile, procesele de oxidare a hidrocarburilor (producția de alcooli, aldehide, cetone, acizi organici) și reacții de polimerizare. Prin urmare, teoria reacțiilor în lanț servește ca bază științifică pentru o serie de ramuri importante ale ingineriei și tehnologiei chimice.

Procesele în lanț includ, de asemenea, reacții nucleare în lanț, care au loc, de exemplu, în reactoarele atomice sau în timpul exploziei unei bombe atomice. Aici, rolul unei particule active este jucat de un neutron, a cărui penetrare în nucleul unui atom poate duce la degradarea acestuia, însoțită de eliberarea de energie ridicată și formarea de noi neutroni liberi, continuând lanțul de transformări nucleare.

Acest lucru este interesant:

Viteza de reacție în sisteme eterogene. Reacțiile heterogene au o mare importanță în tehnologie.

Având în vedere reacții eterogene, este ușor de observat că acestea sunt strâns legate de procesele de transfer de substanțe. De fapt, pentru ca reacția, de exemplu, să se desfășoare arderea cărbunelui, este necesar ca dioxidul de carbon format în timpul acestei reacții să fie îndepărtat constant de pe suprafața cărbunelui și să apară noi cantități de oxigen. Ambele procese (provocare CO 2   de la suprafața și aprovizionarea cărbunelui O 2 la ea) se realizează prin convecție (masa în mișcare de gaz sau lichid) și difuzie.

Astfel, cel puțin trei etape pot fi diferențiate în timpul unei reacții eterogene:

1. Furnizarea de reactant la suprafață;

2. Reacție chimică la suprafață;

3. Îndepărtarea produsului de reacție de la suprafață.

În modul de reacție în stare constantă, toate cele trei etape se efectuează cu viteze egale. Mai mult, în multe cazuri, energia de activare a reacției este mică, iar cea de-a doua etapă (reacția chimică în sine) ar putea continua foarte repede dacă furnizarea substanței reacționale la suprafață și îndepărtarea produsului din aceasta ar avea loc destul de rapid. Prin urmare, rata acestor reacții este determinată de rata de transfer a substanței. Se poate aștepta ca, odată cu creșterea convecției, viteza lor să crească. Experiența confirmă această presupunere. Deci, reacția de ardere a cărbunelui:

C + O2 \u003d CO2

a cărui etapă chimică necesită o energie de activare mică, se realizează mai repede, cu atât mai intens oxigenul (sau aerul) este furnizat cărbunelui.

Cu toate acestea, nu în toate cazurile rata reacției eterogene este determinată de viteza de transfer a substanței. Etapa determinantă a reacțiilor, a cărei energie de activare este mare, este a doua etapă - reacția chimică reală. În mod natural, rata acestor reacții nu va crește odată cu amestecarea crescândă. De exemplu, reacția oxidării fierului cu oxigenul din aerul umed nu accelerează odată cu creșterea alimentării cu aer la suprafața metalică, deoarece aici energia de activare a etapei chimice a procesului este destul de mare.

Etapa care determină viteza de reacție se numește stadiu limitant. În primul exemplu, etapa de limitare este transferul de materie, în al doilea - reacția chimică reală.

Reacții ireversibile și reversibile. Echilibrul chimic. Deplasarea echilibrului chimic. Principiul Le Chatelier.

Toate reacțiile chimice pot fi împărțite în două grupuri: reacții ireversibile și reversibile. Reacțiile ireversibile merg până la sfârșit - până când una dintre substanțele care reacționează este consumată complet. Reacțiile reversibile nu se finalizează până la capăt: într-o reacție reversibilă, niciuna dintre substanțele care reacționează nu este consumată complet. Această diferență se datorează faptului că o reacție ireversibilă poate avea loc doar într-o singură direcție. O reacție reversibilă poate avea loc atât în \u200b\u200bdirecția înainte, cât și în direcția opusă.

Să ne uităm la două exemple:

1) Interacțiunea dintre zinc și acidul azotic concentrat are loc:

Zn + 4HNO 3 → Zn (NO 3) 2 + NO 2 + 2H 2 O

Cu o cantitate suficientă de acid azotic, reacția se va încheia numai atunci când tot zincul s-a dizolvat. În plus, dacă încercați să efectuați această reacție în sens invers - să treceți dioxidul de azot printr-o soluție de azotat de zinc, atunci zincul metalic și acidul azotic nu vor funcționa - această reacție nu poate continua în direcția opusă. Astfel, interacțiunea zincului cu acidul azotic este o reacție ireversibilă.

2) Sinteza amoniacului se realizează conform ecuației:

3H 2 + N2 ↔ 2NH 3

Dacă amestecați un mol de azot cu trei moli de hidrogen, îndepliniți condițiile favorabile pentru reacția din sistem și după ce a trecut un timp suficient pentru a analiza amestecul de gaz, rezultatele analizei vor arăta că nu numai produsul de reacție (amoniac) va fi prezent în sistem, ci și inițialul substanțe (azot și hidrogen). Dacă acum, în aceleași condiții, în locul unui amestec azot-hidrogen, dar amoniacul este plasat ca materie primă, va fi posibil să se constate că o parte din amoniac se descompune în azot și hidrogen, iar raportul final dintre cantitățile din toate cele trei substanțe va fi același ca în cazul la pornirea de la un amestec de azot cu hidrogen. Astfel, sinteza amoniacului este o reacție reversibilă.

În ecuațiile reacțiilor reversibile, în loc de semnul egal, puteți pune săgeți; ele simbolizează cursul reacției atât în \u200b\u200bdirecție înainte, cât și în sens invers.

În reacțiile reversibile, produsele de reacție apar simultan și concentrația lor crește, dar ca urmare, reacția inversă începe să aibă loc, iar rata acesteia crește treptat. Când ratele reacțiilor înainte și invers devin aceleași, echilibru chimic. Deci, în ultimul exemplu, se stabilește un echilibru între azot, hidrogen și amoniac.

Echilibrul chimic se numește echilibru dinamic. Acest lucru subliniază că atât reacțiile directe, cât și cele invers, au loc la echilibru, dar ratele lor sunt aceleași, în urma cărora schimbările în sistem nu sunt observabile.

O caracteristică cantitativă a echilibrului chimic este o cantitate numită constantă a echilibrului chimic. Luați în considerare exemplul unei reacții:

Sistemul este în echilibru:

Prin urmare:

Constanta de echilibru a acestei reacții.

La o temperatură constantă, constanta de echilibru a unei reacții reversibile este o valoare constantă care arată raportul dintre concentrațiile produselor de reacție (numărător) și materiile prime (numitor), care este stabilit la echilibru.

Ecuația constantei de echilibru arată că, sub echilibru, concentrațiile tuturor substanțelor implicate în reacție sunt interconectate. O modificare a concentrației oricăreia dintre aceste substanțe implică o modificare a concentrațiilor tuturor celorlalte substanțe; ca urmare, sunt stabilite noi concentrații, dar raportul dintre ele corespunde din nou constantei de echilibru.

Pentru a exprima constanta de echilibru a reacțiilor eterogene, la fel ca expresia pentru legea de acțiune a maselor, sunt incluse doar acele substanțe care sunt în faza gazoasă. De exemplu, pentru o reacție:

constanta de echilibru are forma:

Valoarea constantei de echilibru depinde de natura substanțelor care reacționează și de temperatură. Nu depinde de prezența catalizatorilor. După cum sa menționat deja, constanta de echilibru este egală cu raportul constantelor de viteză ale reacțiilor directe și invers. Deoarece catalizatorul schimbă energia de activare a reacțiilor directe și invers cu aceeași valoare, acesta nu afectează raportul constantelor de viteză ale acestora. Prin urmare, catalizatorul nu afectează valoarea constantei de echilibru și, prin urmare, nu poate nici să crească, nici să scadă randamentul reacției. Nu poate decât să accelereze sau să încetinească debutul echilibrului. Acest lucru poate fi văzut în graficul:

Deplasarea echilibrului chimic. Principiul Le Chatelier. Dacă sistemul se află într-o stare de echilibru, atunci va rămâne în el atât timp cât condițiile externe sunt păstrate constante. Dacă condițiile se schimbă, atunci sistemul va ieși din echilibru - ratele proceselor directe și invers vor varia diferit - va avea loc o reacție. Cea mai mare importanță sunt cazurile de dezechilibru datorate modificărilor concentrației oricăreia dintre substanțele implicate în echilibru, presiune sau temperatură.

Principiul Le Chatelier:

Dacă un sistem în echilibru este afectat, atunci ca urmare a proceselor care au loc în el, echilibrul se va schimba într-o astfel de direcție încât efectul este redus.

Într-adevăr, când una dintre substanțe ( afectează creșterea / scăderea concentrației numai a unei substanțe gazoase) implicat în reacție, echilibrul se schimbă spre consumul acestei substanțe. Odată cu creșterea presiunii, se mișcă astfel încât presiunea din sistem să scadă; pe măsură ce temperatura crește, echilibrul trece spre reacția endotermă - temperatura din sistem scade (mai detaliat mai jos).

Principiul Le Chatelier se aplică nu numai chimicului, ci și diverselor echilibre fizico-chimice. Schimbarea echilibrului atunci când se schimbă condițiile proceselor precum fierberea, cristalizarea, dizolvarea, are loc în conformitate cu principiul Le Chatelier.

1. Dezechilibru datorat schimbării concentrației oricăreia dintre substanțele implicate în reacție.

Fie ca vaporii de hidrogen, iod și iod să fie în echilibru unul cu celălalt la o anumită temperatură și presiune. Vom introduce o cantitate suplimentară de hidrogen în sistem. Conform legii acțiunii în masă, o creștere a concentrației de hidrogen va atrage o creștere a vitezei reacției directe - reacția de sinteză HI, în timp ce viteza reacției inversă nu se va modifica. În direcția înainte, reacția va avea loc mai repede decât în \u200b\u200bsens invers. Drept urmare, concentrația de vapori de hidrogen și iod va scădea, ceea ce va determina o încetinire a reacției directe, iar concentrația de HI va crește, ceea ce va provoca o accelerare a reacției inverse. După un timp, ratele reacțiilor înainte și invers devin egale din nou - se stabilește un nou echilibru. Dar concentrația de HI va fi acum mai mare decât a fost înainte de adăugarea de H2, iar concentrația de H2 va fi mai mică.

Procesul de schimbare a concentrațiilor cauzate de un dezechilibru se numește deplasarea sau deplasarea echilibrului.

Dacă în același timp există o creștere a concentrațiilor de substanțe de pe partea dreaptă a ecuației, atunci ei spun că echilibrul se schimbă spre dreapta, adică în direcția reacției directe; cu o schimbare inversă a concentrațiilor, se vorbește despre o deplasare a echilibrului spre stânga - în direcția reacției inversă. În exemplul considerat, echilibrul s-a deplasat spre dreapta. În acest caz, substanța (H 2), a cărei creștere a concentrației a provocat un dezechilibru, a intrat într-o reacție - concentrația sa a scăzut.

Astfel, odată cu creșterea concentrației oricăreia dintre substanțele care participă la echilibru, echilibrul trece către consumul acestei substanțe; cu o scădere a concentrației oricăreia dintre substanțe, echilibrul trece spre formarea acestei substanțe.

2. Dezechilibru datorat modificărilor presiunii (prin reducerea sau creșterea volumului sistemului).

Când gazele sunt implicate în reacție, echilibrul poate fi perturbat atunci când volumul sistemului se schimbă. Odată cu creșterea presiunii prin compresia sistemului, echilibrul se schimbă spre o scădere a volumului de gaze, adică spre o scădere a presiunii, cu o scădere a presiunii, echilibrul se schimbă spre o creștere a volumului, adică spre o creștere a presiunii:

3H 2 + N2 ↔ 2NH 3

Odată cu creșterea presiunii, reacția este deplasată spre formarea amoniacului; când presiunea scade, spre reactivi.

3. Dezechilibru datorat schimbării temperaturii.

Echilibrul majorității reacțiilor chimice se schimbă cu temperatura. Factorul care determină direcția deplasării echilibrului este semnul efectului termic al reacției. Se poate arăta că, odată cu creșterea temperaturii, echilibrul se schimbă în direcția endotermului și cu scăderea, în direcția reacției exoterme:

Aceasta înseamnă că, odată cu creșterea temperaturii, producția de iodură de hidrogen va crește, odată cu scăderea, echilibrul se va deplasa către reactivii.

Metode fizice de stimulare a transformărilor chimice.

Reactivitatea substanțelor este influențată de: lumină, radiații ionizante, presiune, stres mecanic, radioliză, fotoliză, fotochimie laser etc. Esența lor este crearea în diferite moduri de concentrații de super-echilibru de particule și radicali excitați sau încărcați, ale căror reacții cu alte particule și duc la anumite transformări chimice.

Rata de reacție chimică   egal cu modificarea cantității de substanță pe unitate de timp într-o unitate a spațiului de reacție.În funcție de tipul de reacție chimică (omogenă sau eterogenă), natura spațiului de reacție se modifică. Spațiul de reacție este de obicei numit regiunea în care este localizat procesul chimic: volum (V), zonă (S).

Spațiul de reacție al reacțiilor omogene este volumul umplut cu reactivi. Deoarece raportul dintre cantitatea unei substanțe și un volum unitar se numește concentrație (concentrații), rata unei reacții omogene este egală cu schimbarea în timp a concentrației materiilor prime sau a produselor de reacție. Distingeți între ratele de reacție medii și instantanee.

Rata medie de reacție este:

unde c2 și c1 sunt concentrațiile materiilor prime la momentele instante t2 și t1.

Semnul minus „-” din această expresie este pus la găsirea vitezei printr-o modificare a concentrației de reactivi (în acest caz, Dс< 0, так как со временем концентрации реагентов уменьшаются); концентрации продуктов со временем нарастают, и в этом случае используется знак плюс «+».

Rata de reacție la un moment dat sau rata de reacție instantanee (adevărată) v este egală cu:

Viteza de reacție în SI are unitatea [mol × m-3 × s-1], se folosesc și alte unități de mărime [mol × l-1 × s-1], [mol × cm-3 × s-1], [mol × cm –3 × min-1].

Viteza de reacție chimică eterogenă v   numită, modificarea cantității de substanță care reacționează (Dn) pe unitatea de timp (Dt) pe unitatea de fază unitară (S) și este determinată de formula:

sau printr-un derivat:

Unitatea vitezei de reacție eterogene este mol / m2 × s.

Exemplul 1. Clorul și hidrogenul au fost amestecate într-un vas. Amestecul s-a încălzit. După 5 sec, concentrația de clorură de hidrogen din vas a devenit 0,05 mol / dm3. Determinați viteza medie de formare a clorurii de hidrogen (mol / dm3 s).

Decizie. Determinați schimbarea concentrației de clorură de hidrogen în vas la 5 secunde după începerea reacției:

unde c2, c1 este concentrația molară finală și inițială a HCl.

Dс (НСl) \u003d 0,05 - 0 \u003d 0,05 mol / dm3.

Calculăm rata medie a formării clorurii de hidrogen folosind ecuația (3.1):

Răspuns: 7 \u003d 0,01 mol / dm3 × s.

Exemplul 2   Într-un vas cu un volum de 3 dm3, reacția are loc:

C2H2 + 2H2®C2H6.

Masa inițială de hidrogen este de 1 g. După 2 s de la începerea reacției, masa de hidrogen a devenit egală cu 0,4 g. Determinați viteza medie de formare a C2H6 (mol / dm "× s).

Decizie. Masa de hidrogen care a reacționat (mpr (H2)) este egală cu diferența dintre masa inițială de hidrogen (max (H2)) și masa finală de hidrogen nereacționat (mk (H2)):

tpr. (H2) \u003d tisx (H2) -mk (H2); tpror (H2) \u003d 1-0,4 \u003d 0,6 g.

Calculați cantitatea de hidrogen:

\u003d 0,3 mol.

Determinați cantitatea de C2H6 formată:

Conform ecuației: din 2 mol de Н2 se formează 1 mol de С2Н6;

Conform condiției: din 0,3 mol de H2, se formează ® x mol de C2H6.

n (C2H6) \u003d 0,15 mol.

Calculăm concentrația C2H6 rezultată:

Găsim modificarea concentrației de C2H6:

0,05-0 \u003d 0,05 mol / dm3. Calculăm rata medie a formării C2H6 folosind ecuația (3.1):

Răspuns: \u003d 0,025 mol / dm3 × s.

Factorii care afectează viteza unei reacții chimice . Viteza unei reacții chimice este determinată de următorii factori principali:

1) natura substanțelor care reacționează (energia de activare);

2) concentrația substanțelor care reacționează (legea maselor);

3) temperatura (regula Van Hoff);

4) prezența catalizatorilor (energie de activare);

5) presiune (reacții care implică gaze);

6) gradul de măcinare (reacții care au loc cu participarea solidelor);

7) tipul de radiație (vizibil, UV, IR, radiografie).

Dependența vitezei unei reacții chimice de concentrare este exprimată prin legea de bază a cineticii chimice - legea acțiunii în masă.

Legea maselor . În 1865, profesorul N. N. Beketov a exprimat pentru prima dată ipoteza unei relații cantitative între masele reactanților și timpul de reacție: „... atracția este proporțională cu produsul maselor care acționează”. Această ipoteză a fost confirmată în legea acțiunii în masă, care a fost stabilită în 1867 de către doi chimisti norvegieni K. M. Guldberg și P. Vaage. Formularea modernă a legii acțiunii în masă este următoarea: la temperatura constantă, viteza unei reacții chimice este direct proporțională cu produsul concentrațiilor de substanțe care reacționează, luate în grade egale cu coeficienții stoechiometrici în ecuația de reacție.

Pentru reacția aA + bB \u003d tM + nN, ecuația cinetică a legii acțiunii de masă are forma:

, (3.5)

unde este viteza de reacție;

k   - coeficientul de proporționalitate, numit constanta vitezei de reacție chimică (la \u003d 1 mol / dm3 k este numeric egal); - concentrația reactivilor implicați în reacție.

Constanta de viteză a unei reacții chimice nu depinde de concentrația reactivilor, dar este determinată de natura substanțelor care reacționează și de condițiile de reacție (temperatură, prezența catalizatorului). Pentru o reacție specifică care se desfășoară în aceste condiții, constanta de viteză este o valoare constantă.

Exemplul 3   Scrieți ecuația cinetică a legii acțiunii în masă pentru reacție:

2NO (g) + C12 (g) \u003d 2NOCl (g).

Decizie. Ecuația (3.5) pentru această reacție chimică are următoarea formă:

.

Pentru reacțiile chimice eterogene, ecuația legii maselor care acționează include concentrații numai ale acestor substanțe care sunt în fazele gazoase sau lichide. Concentrația unei substanțe în faza solidă este de obicei constantă și intră într-o constantă de viteză.

Exemplul 4   Scrieți ecuația cinetică a legii acțiunii în masă pentru reacții:

a) 4Fe (t) + 3O2 (g) \u003d 2Fe2O3 (t);

b) CaCO3 (t) \u003d CaO (t) + CO2 (g).

Decizie. Ecuația (3.5) pentru aceste reacții va avea următoarea formă:

Deoarece carbonatul de calciu este o substanță solidă, a cărei concentrație nu se modifică în timpul reacției, adică, în acest caz, rata de reacție la o anumită temperatură este constantă.

Exemplul 5   De câte ori va crește rata reacției de oxidare a oxidului nitric (II) cu oxigenul dacă concentrația reactivilor este dublată?

Decizie. Scriem ecuația de reacție:

2NO + O2 \u003d 2NO2.

Notăm concentrațiile inițiale și finale ale reactivilor, respectiv c1 (NO), cl (O2) și c2 (NO), c2 (O2). În același mod, notăm ratele de reacție inițiale și finale: vt, v2. Apoi, folosind ecuația (3.5), obținem:

.

Prin condiția c2 (NO) \u003d 2c1 (NO), c2 (O2) \u003d 2c1 (O2).

Găsim v2 \u003d k2 × 2cl (O2).

Aflăm de câte ori va crește rata de reacție:

Răspuns: de 8 ori.

Efectul presiunii asupra vitezei unei reacții chimice este cel mai semnificativ pentru procesele care implică gaze. Când presiunea se modifică de mai multe ori, volumul scade, iar concentrația crește de n ori, și invers.

Exemplul 6 De câte ori rata reacției chimice între substanțele gazoase care reacționează în conformitate cu ecuația A + B \u003d C va crește dacă presiunea din sistem este dublată?

Decizie. Folosind ecuația (3.5), exprimăm rata de reacție înainte de creșterea presiunii:

.

Ecuația cinetică după creșterea presiunii va fi următoarea:

.

Odată cu creșterea presiunii cu un factor de 2, volumul amestecului de gaze în conformitate cu legea Boyle-Mariotte (pU \u003d const) scade, de asemenea, cu un factor de 2. În consecință, concentrația substanțelor va crește de 2 ori.

Astfel, c2 (A) \u003d 2c1 (A), c2 (B) \u003d 2c1 (B). atunci

Determinăm de câte ori rata de reacție va crește odată cu creșterea presiunii.

Numărul sarcinii 1

Reduceți viteza de reacție a etilenei cu hidrogenul.

1) coborârea temperaturii

3) utilizarea catalizatorului

Răspuns: 14

explicaţie:

1) coborârea temperaturii

Scăderea temperaturii reduce viteza oricărei reacții, atât exotermice, cât și endotermice.

2) creșterea concentrației de etilenă

O creștere a concentrației de reactivi crește întotdeauna rata de reacție.

3) utilizarea catalizatorului

Toate reacțiile de hidrogenare ale compușilor organici sunt catalitice, adică. accelerat semnificativ în prezența catalizatorilor.

4) scăderea concentrației de hidrogen

O scădere a concentrației reactivilor de pornire reduce întotdeauna rata de reacție.

5) creșterea presiunii în sistem

O creștere a presiunii atunci când cel puțin unul dintre reactanți este un gaz crește rata de reacție, deoarece de fapt, este la fel ca și creșterea concentrației acestui reactiv.

Numărul sarcinii 2

Metanol cu \u200b\u200bacid propionic.

1) creșterea temperaturii

2) reducerea presiunii

3) coborârea temperaturii

Înregistrați numerele tipurilor de reacție selectate în câmpul „RESPONSE”.

Răspuns: 14

explicaţie:

1) creșterea temperaturii

Odată cu creșterea temperaturii, viteza oricărei reacții crește (atât exoterm, cât și endoterm)

2) reducerea presiunii

Nu afectează în niciun fel rata de reacție reactivii inițiali - metanolul și acidul propionic, sunt lichide, iar presiunea afectează viteza numai acele reacții în care cel puțin un reactiv este un gaz

3) coborârea temperaturii

Scăderea temperaturii reduce viteza oricărei reacții (atât exotermice, cât și endotermice).

4) utilizarea unui acid anorganic puternic ca catalizator

Interacțiunea alcoolilor cu acizii carboxilici (reacția de esterificare) este accelerată în prezența acizilor minerali puternici (anorganici)

5) iradierea cu lumina ultravioleta

Reacția de esterificare are loc în funcție de mecanismul ionic, iar lumina ultravioletă afectează doar unele reacții care se desfășoară în funcție de mecanismul radicalului liber, de exemplu, clorurarea metanului.

Numărul sarcinii 3

Viteza de reacție directă

N2 + 3H2 ↔ 2NH 3 + Q

crește cu:

1) creșterea concentrației de azot

2) scăderea concentrației de azot

3) creșterea concentrației de amoniac

4) o scădere a concentrației de amoniac

5) creșterea temperaturii

Înregistrați numerele tipurilor de reacție selectate în câmpul „RESPONSE”.

Răspuns: 15

Numărul sarcinii 4

Din lista propusă de influențe externe, selectați două efecte din care nu depinde   rata de reacție

2C (tv) + CO 2 (g) → 2CO (g)

1) gradul de măcinare a cărbunelui

2) temperatura

3) cantitatea de cărbune

4) Concentrația de CO

5) concentrația de CO2

Înregistrați numerele tipurilor de reacție selectate în câmpul „RESPONSE”.

Răspuns: 34

Numărul sarcinii 5

Din lista propusă de influențe externe, selectați două efecte la care rata de reacție

2CaO (tv) + 3C (tv) → 2CaC 2 (tv) + CO 2 (g)

crește.

1) creșterea concentrației de CO 2

2) coborârea temperaturii

3) creșterea presiunii

4) creșterea temperaturii

5) gradul de măcinare a CaO

Înregistrați numerele tipurilor de reacție selectate în câmpul „RESPONSE”.

Răspuns: 45

Numărul sarcinii 6

Din lista propusă de influențe externe, selectați două efecte care nu ai   influența asupra vitezei de reacție

HCOOCH 3 (g) + H20 (g) → HCOOH (g) + CH3 OH (g).

1) modificarea concentrației de HCOOCH 3

2) utilizarea catalizatorului

3) creșterea presiunii

4) creșterea temperaturii

5) modificarea concentrației de HCOOH

Înregistrați numerele tipurilor de reacție selectate în câmpul „RESPONSE”.

Răspuns: 35

Numărul sarcinii 7

Din lista propusă de influențe externe, selectați două efecte care duc la o creștere a vitezei de reacție

S (tv) + O 2 (g) → SO2 (g).

1) creșterea concentrației de dioxid de sulf

2) creșterea temperaturii

3) scăderea concentrației de oxigen

4) coborârea temperaturii

5) creșterea concentrației de oxigen

Înregistrați numerele tipurilor de reacție selectate în câmpul „RESPONSE”.

Răspuns: 25

Numărul sarcinii 8

Din lista propusă de influențe externe, selectați două efecte care nu afectează   rata de reacție

Na2S03 (soluție) + 3HCl (soluție) → 2NaCl (soluție) + SO2 + H2O.

1) modificarea concentrației de acid clorhidric

2) schimbarea presiunii

3) schimbarea temperaturii

4) modificarea concentrației de sulfit de sodiu

5) modificarea concentrației clorurii de sodiu

Înregistrați numerele tipurilor de reacție selectate în câmpul „RESPONSE”.

Răspuns: 25

Numărul sarcinii 9

Din lista de substanțe propusă, selectați două perechi, a căror reacție are loc la cea mai mare viteză la temperatura camerei.

1) zinc și sulf

2) soluții de carbonat de sodiu și clorură de potasiu

3) potasiu și acid sulfuric diluat

4) magneziu și acid clorhidric

5) cupru și oxigen

Înregistrați numerele tipurilor de reacție selectate în câmpul „RESPONSE”.

Răspuns: 34

Numărul sarcinii 10

Din lista propusă de influențe externe, selectați două efecte care duc la o creștere a vitezei de reacție

CH4 (g) + 2O2 (g) → CO2 (g) + H2 O (g).

1) creșterea concentrației de oxigen

2) coborârea temperaturii

3) creșterea concentrației de dioxid de carbon

4) creșterea concentrației de metan

5) reducerea presiunii

Înregistrați numerele tipurilor de reacție selectate în câmpul „RESPONSE”.

Răspuns: 14

Numărul sarcinii 11

Din lista propusă de influențe externe, selectați două efecte care duc la o creștere a vitezei de reacție

2AgNO 3 (tv) → 2Ag (tv) + O 2 (g) + 2NO 2 (g).

1) scăderea presiunii în sistem

2) creșterea presiunii în sistem

3) creșterea temperaturii

4) gradul de măcinare a argintului

5) gradul de măcinare a nitratului de argint

Înregistrați numerele tipurilor de reacție selectate în câmpul „RESPONSE”.

Răspuns: 35

Numărul sarcinii 12

Din lista de substanțe propusă, selectați două perechi, a căror reacție are loc la cea mai mică rată la temperatura camerei.

1) sulfat de cupru (soluție) și hidroxid de sodiu (soluție)

2) sodiu și apă

3) magneziu și apă

4) oxigen și zinc

5) acid sulfuric (soluție) și carbonat de potasiu (soluție)

Înregistrați numerele tipurilor de reacție selectate în câmpul „RESPONSE”.

Răspuns: 34

Numărul sarcinii 15

Din lista propusă de influențe externe, selectați două efecte care duc la o creștere a vitezei de reacție

Fe (tv) + 2H + → Fe 2+ + H 2 (g).

1) o creștere a concentrației ionilor de fier

2) șlefuirea fierului metalic

3) adăugând câteva bucăți de fier

4) creșterea concentrației de acid

5) reducerea temperaturii

Înregistrați numerele tipurilor de reacție selectate în câmpul „RESPONSE”.

Răspuns: 24

Numărul sarcinii 16

Din lista de substanțe propusă, selectați două perechi, rata de reacție între care nu depinde   dintr-o creștere a suprafeței de contact a reactivilor.

1) sulf și fier

2) siliciu și oxigen

3) hidrogen și oxigen

4) dioxid de sulf și oxigen

5) zinc și acid clorhidric

Înregistrați numerele tipurilor de reacție selectate în câmpul „RESPONSE”.

Răspuns: 34

Numărul sarcinii 17

Din lista propusă de influențe externe, selectați două efecte care duc la o creștere a vitezei de reacție a azotului cu hidrogenul.

1) creșterea temperaturii

2) utilizarea unui inhibitor

3) utilizarea catalizatorului

4) o scădere a concentrației de amoniac

5) scăderea concentrației de hidrogen

Înregistrați numerele tipurilor de reacție selectate în câmpul „RESPONSE”.

Răspuns: 13

Numărul sarcinii 18

Din lista propusă de influențe externe, selectați două efecte care nu conduce   la o modificare a vitezei de reacție

CH3 COOC 2 H 5 + OH - → CH3 COO - + C 2 H 5 OH.

1) schimbarea temperaturii

2) modificarea concentrației de alcool

3) modificarea concentrației alcaline

4) modificarea concentrației de sare

5) modificarea concentrației eterului

Înregistrați numerele tipurilor de reacție selectate în câmpul „RESPONSE”.

Răspuns: 24

Numărul sarcinii 19

Din lista propusă de influențe externe, selectați două efecte sub care rata de reacție a hidrolizei esterului va crește semnificativ.

1) creșterea temperaturii

2) adaos alcalin

3) scăderea concentrației de alcool

4) o scădere a concentrației de eter

5) creșterea presiunii

Înregistrați numerele tipurilor de reacție selectate în câmpul „RESPONSE”.

Răspuns: 12

Numărul sarcinii 20

Din lista propusă de influențe externe, selectați două efecte care duc la o modificare a vitezei de reacție între cupru și acidul azotic.

Dimensiune: px

Începeți afișarea de pe pagină:

copie

1 Rata de reacție, dependența sa de diverși factori 1. Pentru a crește viteza de reacție, este necesar să creșteți presiunea adăugată monoxid de carbon (1v) pentru a răci sistemul elimină monoxidul de carbon (1v) 2. Rata de reacție a azotului cu hidrogenul nu depinde de temperatura presiunii catalizatorului a cantității de produs de reacție 3. Rata de reacție a carbonului cu oxigenul nu depinde de temperatura presiunii totale a gradului de finețe de carbon a cantității de produs de reacție 4. Pentru a reduce viteza de reacție Н 2 + Сl 2 \u003d 2НСl + Q este necesară scăderea temperaturii, creșterea da Leniye reduce concentrația de acid clorhidric creșterea concentrației de gaz 5. Pentru a mări ZN viteza de reacție 2 + N 2 \u003d 2NH 3 + Q este necesar să se răcească sistemul pentru a reduce presiunea la amoniac elimina adăugat hidrogen 6. Viteza reacției de azot cu hidrogen este definit ca

2 7. Rata de reacție a monoxidului de carbon cu oxigenul este definită ca 8. Zinc (granule) și zinc oxigen (granule) și acid clorhidric zinc (pulbere) și oxigen zinc (pulbere) și acid clorhidric 9 interacționează cel mai rapid la temperatura camerei 9. Cu cea mai mare la temperatura camerei, zincul și oxigenul interacționează cu acidul clorhidric și o soluție de carbonat de sodiu, alcaline de sodiu și aluminiu, oxid de calciu și apă 10. Rata de reacție a azotului cu hidrogenul va crește atunci când amestecul este trecut peste fier încălzit prin adăugarea de răcire cu amoniac amestec obѐma SRI crește vasul de reacție 11. Viteza de reacție cu monoxid de carbon (ii) cu oxigenul este redus prin încălzirea gazelor care trec prin dioxidul de carbon încălzit adăugarea de platină obѐma crește în vasul de reacție 12. Viteza de reacție va crește odată cu adăugarea de oxigen oxidul de cupru (ii)

3 amoniac de azot 13. Viteza de reacție va crește odată cu adăugarea de hidrogen apă, oxid nitric (ii) amoniac 14. Rata de reacție între zinc și acid clorhidric scade atunci când măcinăm zinc cu adăugare de HCl când se încălzește în timp 15. Rata de reacție între zinc și acid clorhidric crește cu măcinarea zincului în timp ce răcește soluția în timp ce diluează soluția în timp 16. În reacție, rata de descompunere este de 0,016 mol / (l min). Care este viteza de formare (în mol / (l min))? 0,008 0,016 0,032 0. În reacție, viteza de formare este 0,012 mol / (l min). Care este rata de descompunere (în mol / (l min))? 0,006 0,012

4 0,024 0, Rata reacției elementare depinde de concentrațiile după cum urmează: 19. Rata reacției elementare depinde de concentrații după cum urmează: 20. Ambele interacționează cu cea mai mare rată la temperatura camerei 21. Reacționează cu cea mai mare rată de apă la temperatura camerei 22. La temperatura camerei, magneziul interacționează cel mai rapid cu apa de zinc cu acidul acetic diluat al unei soluții de azotat de argint cu acid clorhidric de cupru cu oxigen

5 23. Rata de reacție a descompunerii în substanțe simple crește odată cu adăugarea unei creșteri a presiunii în timp ce se răcește, creșterea volumului vasului de reacție 24. Rata de reacție a crăpării de octan în faza gazului crește cu răcirea prin adăugarea unei creșteri a presiunii cu o creștere a volumului vasului de reacție 25. Pentru a crește rata reacției chimice, este necesară creșterea temperaturii prin adăugarea de hidrogen iodat reduce presiunea crește volumul vasului de reacție 26. Ce afirmație despre catalizatori este greșită? Catalizatorii participă la o reacție chimică Catalizatorii schimbă echilibrul chimic Catalizatorii schimbă viteza de reacție Catalizatorii accelerează atât reacțiile directe, cât și inversele 27. Rata de reacție între fosfor și oxigen, oxigen și oxid nitru (II) sulf și hidrogen, magneziu și hidrogen, nu depinde de creșterea suprafeței de contact a reactanților acid azotic 28. Rata unei reacții chimice nu este afectată de o modificare a concentrației de amoniac

6 presiunea concentrației de hidrogen a temperaturii 29. Reacția dintre hidrogen și fluor brom și clor iod are loc la cel mai scăzut ritm 30. Pentru a crește viteza reacției chimice, este necesar să creșteți concentrația ionilor de fier, măcinarea fierului, scăderea temperaturii, scăderea concentrației de acid 31. La cea mai mare rată, hidrogenul reacționează cu iodul brom și fluorul clor. 32. La temperatura camerei, hidrogenul reacționează cel mai activ cu azotul de sulf de clor brom 33. Rata de reacție dintre fier și o soluție de acid clorhidric va fi rezonabilă Acid shatsya cu creșterea diluția creșterii temperaturii concentrației de acid mărunțire fier 34. Pentru a mări viteza de reacție de hidroliză de acetat de etil necesară adăugarea a adăuga soluție acetic etanol acid pentru a crește presiunea de căldură 35. mai mare viteză în condiții normale există o interacțiune de apă cu

7 prin oxid de calciu prin fier prin oxid de siliciu (IV) aluminiu 36. Rata de reacție crește odată cu creșterea concentrației, o scădere a temperaturii, o creștere a presiunii, o creștere a temperaturii 37. O creștere a concentrației de azot crește o rată de reacție 38. Rata de reacție a zincului cu acid clorhidric nu depinde de concentrația de acid reactivi 39. Interacțiunea dintre 40 se realizează la cea mai mică rată la temperatura camerei. Rata unei reacții chimice va crește odată cu adăugarea de fosfor și o creștere a concentrației de oxigen, o creștere a concentrației de oxid de fosfor (V), o scădere a volumului de oxigen prelevat 41. O creștere a vitezei de reacție este promovată de: o creștere a presiunii, răcirea amestecului de reacție

8 creșterea temperaturii de adăugare a sulfului 42. Reacția dintre 43 este cea mai rapidă. Reacția 44 este cea mai rapidă la temperatura camerei. Pentru a crește viteza reacției chimice, este necesar să crească cantitatea de crom, să crească concentrația de ioni de hidrogen, să scadă temperatura, să crească concentrația de hidrogen, cea mai mare rată de acid clorhidric interacționează cu oxidul fier (III) soluție de hidroxid de bariu de nichel zincat metalic 46. Rata reacției chimice nu depinde de concentrația de acid clorhidric ntsentratsii temperaturii hidrogenului fineții de magneziu 47. La creșterea ariei suprafeței de contact a reactanților nu depinde de viteza de reacție între sulf și fier, siliciu și oxigen în hidrogen și oxigen cu zinc și acid clorhidric

9 48. Hidroxidul de sodiu interacționează cu cea mai mare rată cu zinc metalic, sulfat de cupru (II), acid azotic, sulfură de fier (II) 49. Rata unei reacții chimice depinde de cantitatea de fosfor luată, concentrația de oxid de fosfor (V), volumul de oxigen luat 50. Cu cea mai mare viteză la reacția 51 are loc la temperatura camerei. Reacția 52 are loc la cea mai mare viteză la temperatura camerei. Creșterea vitezei de reacție este facilitată de: o scădere a presiunii, o scădere a concentrației; 53. Rata de reacție dintre zinc și o soluție de acid clorhidric va scădea dacă amestecul de reacție este încălzit, diluat cu acid

10 trec prin amestecul de reacție clorură de hidrogen, folosiți pulbere de zinc 54. La temperatura camerei, potasiu calciu magneziu aluminiu 55 reacționează cel mai rapid cu apa.Pentru a crește rata de hidroliză a 1-bromopropanului, se adaugă acid, scade concentrația de 1-bromopropan, crește temperatura, crește concentrația de propanol 56. Viteza reacția dintre magneziu și o soluție de sulfat de cupru nu depinde de concentrația de sare a temperaturii volumului vasului de reacție al suprafeței de contact a reactivului la 57. La cea mai mare viteză, acidul clorhidric interacționează cu zincul metalic cu o soluție de hidroxid de sodiu cu fierul metalic și carbonatul solid de fier (II)

Sarcinile A20 în chimie 1. Rata de reacție a azotului cu hidrogenul va scădea cu 1) o scădere a temperaturii 2) o creștere a concentrației de azot 3) utilizarea unui catalizator 4) o creștere a presiunii

1. Din lista de substanțe propusă, selectați două substanțe, cu care fierul reacționează fără încălzire. clorură de zinc sulfat de cupru (ii) acid clorhidric concentrat acid clorhidric diluat

Test: "Viteza unei reacții chimice." Test: Data: Sarcina 1 Formula pentru găsirea vitezei unei reacții omogene 1) 2) 3) 4) Sarcina 2 Expresia matematică Vant - Regula Goff 1) 2) 3) 4) Sarcina

Sarcini 5. Substanțe simple și complexe. Substanțe anorganice 1. Substanțe ale căror formule și sunt hidroxidul amfoteric și respectiv acidul, hidroxidul amfoteric și sarea bazică și acidul

Proprietățile chimice ale bazelor și acizilor 1. Reacționează cu o soluție de hidroxid de potasiu 2. O soluție de acid sulfuric reacționează cu o soluție 3. O soluție de acid sulfuric nu reacționează 4. Hidroxidul de cupru (ii) reacționează

Sarcinile A8 în chimie 1. Zincul interacționează cu o soluție. Metalele reacționează cu soluțiile sărurilor din metale mai puțin active. Mg, Na, Ca sunt metale mai active decât zincul, astfel încât reacția acestor săruri nu este posibilă.

1. Din lista propusă, selectați doi oxizi care reacționează cu o soluție de acid clorhidric, dar nu reacționați cu o soluție de hidroxid de sodiu. CO SO 3 CuO MgO ZnO 2. Din lista propusă, selectați două

   "Reacții chimice reversibile și ireversibile. Echilibru chimic. Deplasarea echilibrului chimic sub influența diverșilor factori." Test: Data: sarcina 1 Coeficient înainte de formarea apei

Colectarea sarcinilor în chimie pentru clasa a IX-a medicală compilată de Gromchenko I.A. Centrul de educație din Moscova 109 2012 Fracția în masă a solutului. 1. 250 g de soluție conțin 50 g de clorură de sodiu. determina

2016 1. Se dizolvă 4,2 g de litiu în 250 ml de apă, apoi se adaugă 200 g de soluție 20% de sulfat de cupru (ii). Determinați fracția de masă a sării în rezultat. În răspuns, scrieți ecuațiile de reacție indicate în

Clasa 11 de chimie a băncii de sarcini 1. Configurația electronică corespunde ionului: 2. Particulele au aceeași configurație și și și 3. Atomii de magneziu au o configurație similară a nivelului de energie extern și

1. Precipitatul nu se formează în timpul interacțiunii soluțiilor apoase și și 2. Precipitatul nu se formează în timpul interacțiunii soluțiilor apoase și și 3. Apa se formează în reacția de schimb ionic în timpul interacțiunii și și

Sarcini 9. Proprietăți chimice ale substanțelor simple: metale și nemetale 1. Fierul reacționează cu clorură de calciu, brom, oxid de sodiu, hidroxid de sodiu 2. Clorul reacționează cu sulfatul de acid azotic

Clasa de chimie a băncii de sarcini clasa 9 1. Elementul are trei electroni la al doilea nivel de energie. Numărul de serie al elementului 3 5 7 13 2. Câți electroni sunt la nivelul extern al elementului cu numărul de serie

Sarcini pentru preparare 1. În timpul arderii sulfurii de fier (II), 28 l de dioxid de sulf au fost eliberate în oxigen (în condiții normale). Calculați masa compusului de fier de pornire în grame. Răspunsul

Reacții care confirmă interconectarea diferitelor clase de substanțe anorganice. 1. Sodiu topit cu sulf. Compusul rezultat a fost tratat cu acid clorhidric, gazul evoluat a reacționat complet cu

BAZE TEORETICE ALE CHIMIEI 1. Configurația electronică a unui gaz inert are un ion 1) Fe 3+ 2) Fe 2+ 3) Co 2+ 4) Ca 2+ 2. Configurația electronică a unui gaz inert are un ion 1) O 2-2) S 2+ 3 ) Si 2+ 4) Br +

Soluția corectă la problema 31 trebuie să conțină patru ecuații.Pentru o înregistrare corectă a fiecărei ecuații de reacție, puteți obține 1 punct. Puteți obține 4 puncte pentru această sarcină. Fiecare credincios

Cipher Partea 1 Partea 2 С1 С2 С3 С4 С5 С6 Ʃ Scorul final Scor total (din 100 de puncte) (din 10 puncte) Lucrări introductive pentru solicitanții din 10 clase PF și HB Soluție (răspunsurile corecte sunt afișate cu caractere aldine) _

1. Care dintre următoarele elemente este cel mai tipic non-metal? 1) Oxigen 2) Sulf 3) Seleniu 4) Telluriu 2. Care dintre următoarele elemente are cea mai mare electronegativitate? 1) sodiu

17. Tiparele proceselor chimice. Conceptul de viteză a unei reacții chimice. Factorii care afectează modificarea vitezei unei reacții chimice Rata unei reacții chimice este raportul dintre modificarea concentrației

Opțiunea 1743654 1. Determinați ce atomi din două dintre elementele indicate au un electron neasociat în starea la sol. 2. Notează numerele elementelor selectate în câmpul de răspuns. Selectați trei elemente,

Sarcini B5 în chimie 1. Setați corespondența dintre numele oxidului și formulele substanțelor cu care acesta poate interacționa. DENUMIREA OXIDULUI A) oxid de potasiu monoxid de carbon (ii) B) oxid de crom (iii) oxid

Sarcini A19 în chimie 1. Interacțiunea oxidului de sodiu cu apa se referă la reacțiile 1) compuși, ireversibili 2) schimb, reversibili 3) compuși, reversibili 4) schimb, ireversibil Oxid de sodiu - bazic

Sarcini A9 în chimie 1. Ce reacționează oxidul cu soluția, dar nu reacționează cu soluția? MgO Oxid de bază, deoarece metalul Mg cu o stare de oxidare de +2. Oxizii de bază reacționează cu acizii, oxizii de acid,

1. Care este sarcina nucleului unui atom de carbon? 1) 0 2) +6 3) +12 4) -1 2. Ce este comun în atomii de 12 ° C și 11 ° C? 1) Numărul de masă 2) Numărul de protoni 3) Numărul de neutroni 4) Proprietățile radioactive Testele de intrare pentru

1. Care este tipul de legătură chimică în oxidul de bariu? covalent ionic polar covalent metalic nepolar 2. Ce fel de legătură chimică în oxidul de clor (vii)? covalent ionic polar covalent

TESTUL DE EXAMINARE A CHIMIEI (CLASA 9 EXTERNĂ) 1. O reacție chimică care are loc cu formarea unui precipitat a) h 2 SO 4 + BaCl 2 b) HNO 3 + KOH c) HCl + CO 2 g) HCl + Ag 2. Cu care dintre substanțe a) carbonat

Sarcini de vară în chimie: 1. Care este cantitatea chimică de substanță de CO 2 care conține atâția atomi de oxigen, cât există în 160 g de substanță SO 3? 2. Care este cantitatea chimică de substanță CH4

Sarcini 3. Structura moleculelor. Legătură chimică 1. Care este tipul de legătură chimică în oxidul de bariu? covalent ionic polar covalent metalic nepolar 2. Ce fel de legătură chimică în oxidul de clor (vii)?

Sarcini 11. Proprietăți chimice ale bazelor. Proprietățile chimice ale acizilor 1. Reacționează cu o soluție de hidroxid de potasiu 2. O soluție de acid sulfuric reacționează cu o soluție 3. O soluție de acid sulfuric nu reacționează

1. Din lista propusă, selectați doi compuși în care este prezentă o legătură chimică ionică. 2. Se formează o legătură de hidrogen între moleculele de hidrogen ale acidului metanol toluen metanol

Agenția Federală pentru Pescuit Instituția de învățământ bugetar de stat federal de învățământ profesional superior „Universitatea Tehnică de Stat Astrakhan” Dezvoltare

Opțiunea 5 partea 1 La finalizarea sarcinilor acestei părți, în formularul de răspuns M I, sub numărul sarcinii pe care o efectuați (A1 - A30), puneți semnul „x” în caseta al cărui număr corespunde numărului ales.

Sarcini A11 în chimie 1. Sulfura de fier (ii) reacționează cu o soluție din fiecare două substanțe: sulfura de fier (II) este o sare insolubilă, deci nu va reacționa cu alte săruri, ci va

Reacție chimică. Condiții și semne ale reacțiilor chimice. Ecuații chimice 1. Ce ecuație corespunde reacției de descompunere? 2. Care ecuație corespunde reacției de schimb? 3. Ce

1. Principalele proprietăți sunt expuse de oxidul extern al elementului: 1) sulf 2) azot 3) bariu 4) carbon 2. Care dintre formule corespunde expresiei gradului de disociere a electroliților: 1) α \u003d n \\ n 2) V m \u003d V \\ n 3) n \u003d

1. Care este sarcina nucleului unui atom de oxigen? 1) 2 2) +6 3) +7 4) +8 2. Ce este comun în atomii 1 1H, 2 1H, 3 1H? 1) Numărul de masă 2) Numărul de protoni 3) Numărul de neutroni 4) Proprietățile radioactive Testele de intrare

Sarcinile A25 în chimie 1. Proprietățile oxidante ale acidului sulfuric se manifestă în reacție, a căror schemă: Agenții de oxidare iau electroni și scad gradul de oxidare. Acidul sulfuric poate prezenta oxidativ

Gradul 11 \u200b\u200bChimie. Opțiunea demonstrativă 3 (45 minute) 3 Lucrări tematice de diagnostic 3 la pregătirea examenului de stat unificat la CHIMIE pe temele „Structura substanțelor: structura atomului, legătura chimică, cristalină

4. Sarcini pentru a găsi masa (volumul, cantitatea de substanță), fracția de masă (volum) a produsului de reacție și fracția de masă (masa) compusului chimic din amestec. Soluția problemei ar trebui să înceapă cu analiza

Testul 1 Legea periodică și sistemul periodic al elementelor chimice. Structura atomului. 1. Care este diferența dintre atomii izotopilor unui singur element? 1) numărul protonilor; 2) numărul de neutroni; 3) numărul de electroni;

Sarcini C2 în chimie 1. Substanțe date: fosfor, clor, soluții apoase de acid sulfuric și hidroxid de potasiu. 1. 2. 3. 4. 2. Date: acid clorhidric, permanganat de sodiu, hidroxid de sodiu și brom. înregistrate

Gradul 9 1. În timpul disocierii, 1 mol din substanțe formează cel mai mare număr (în aluniți) de ioni? 1. Sulfat de sodiu 2. Clorură de fier (III) 3. Fosfat de sodiu 4. Nitrat de cobalt (II) 2. Indicați compușii

Versiunea demonstrativă a materialelor de testare pentru certificarea intermediară a studenților din clasele a 9-a (sub forma de educație familială și autoeducare) în CHIMIE 4 5 În a 4-a perioadă a subgrupului principal V (A) al grupului

SARCINILE TURERII COMUNE A OLIMPIADULUI „TINERI TALENTI. CHIMIE »2009/2010 ANUL ACADEMIC Este necesar să răspundeți la sarcinile din dosarul de răspuns! În sarcinile 1-20, trebuie să selectați una sau mai multe opțiuni corecte

Versiunea demonstrată a certificării intermediare în chimie clasa a 11-a anul universitar 2017-2018 1. Sarcina Determinați care atomi din două dintre elementele indicate în serie au unul la nivel de energie externă

Sarcina 1. Având în vedere dispunerea electronilor pe a 3-a și a 4-a niveluri electronice ale atomului de fier: Care dintre electroni, notate cu litere latine, corespund următoarelor numere cuantice? n este 3; l \u003d

Rezolvarea problemelor de calcul 1. Când se scurg 160 g de soluție de azotat de bariu cu o fracție de masă de 10% și 50 g de soluție de cromat de potasiu cu o fracție de masă de 11%, s-a format un precipitat. Calculați fracția de masă a nitratului de potasiu în rezultatul rezultat

1. Ce ecuație corespunde reacției de descompunere? 2. Care ecuație corespunde reacției de schimb? 3. Care ecuație corespunde unei reacții de substituție? 4. În reacția de descompunere, însoțită de o schimbare

CHIMIE Opțiunea 0000 Instrucțiuni pentru solicitanți sunt furnizate 3 ore (180 minute) pentru lucrările de examen. Lucrarea este formată din 2 părți, inclusiv 40 de sarcini. Dacă sarcina nu poate fi finalizată imediat,

Sarcini de decontare în chimie anorganică 1. Fracția în masă a metalului din oxidul compoziției care caracterizează metalul: egală cu 71,4%. Enunțuri selectate, a) NU sunt reduse cu hidrogen din oxidul b) utilizate

FIPI Trial OGE 2018 în chimie Opțiunea de pregătire 1 Pregătită de Ekaterina Andreyevna Mustafina 1 Figura de mai jos arată un model de atom 1) bor 2) aluminiu 3) azot 4) beriliu 2 rază atomică

Materiale de evaluare pentru cursul electiv „Rezolvarea problemelor de complexitate crescută” pentru 0 clase Număr de sarcină Control de intrare Codificator de elemente de conținut și cerințe pentru nivelul de pregătire a absolvenților

Bilete pentru examenul de traducere în chimie în clasa a 8-a Biletul 1 1. Chimie subiect. Substanțe. Substanțele sunt simple și complexe. Proprietățile substanțelor. 2. Acide. Clasificarea și proprietățile acestora. Biletul 2 1. Transformarea substanțelor.

Atribuții A21 în chimie 1. Echilibrul chimic din sistem se va deplasa către produsele de reacție atunci când 1) creșterea presiunii 2) creșterea temperaturii 3) scăderea presiunii 4) folosind un catalizator

Gradul 9 chimie. Opțiune demonstrativă 5 (90 minute) 1 Lucrări tematice de diagnostic 5 privind pregătirea OGE pe CHIMIE pe temele „Grupe nemetale IVA VIIA ale sistemului periodic al elementelor chimice DI

Reacții schimbătoare de ioni: Sarcini pentru preparare 1. Au fost adăugate la o eprubetă cu o soluție de sare X câteva picături dintr-o soluție de substanță Y. Ca urmare a reacției, au fost observate precipitații. Din lista propusă

Structura atomului și legea periodică a lui D. I. Mendeleev 1. Sarcina nucleului atomic al unui element chimic situat în a treia perioadă, grupul IIA este 1) +12 2) +2 3) +10 4) +8 2. Care este sarcina nucleului atom (+ Z),

Sarcina chimică pentru intrarea în clasa a X-a 31.03.2018 Opțiunea1 1. Cum se efectuează următoarele transformări: clor - clorură de hidrogen - clorură de rubidiu - clor? Scrieți ecuațiile de reacție 2. Un amestec de oxigen și

Specificația lucrării finale pentru certificarea intermediară a studenților din clasa a 11-a în chimie 1. Scopul lucrării Lucrarea este destinată să efectueze procedura finală de control pentru individ

Opțiunea 1 Partea A A 1. Sarcina nucleului unui atom de fosfor este 1) +5; 2) +15; 3) +16; 4) +3 A 2. În seria Mg-AI-Si, proprietățile se schimbă 1) de la metalic la nemetalic 3) de la acid la 2 bazic) de la bază la

Sarcini 10. Proprietățile chimice ale oxizilor 1. Oxidul de sulf (vi) reacționează cu nitratul de sodiu clorul de aluminiu oxidul de siliciu 2. Oxidul de sulf (iv) reacționează cu sulfura de cupru (ii) oxigenul de carbon

Fier 1. 7. Sunt corecte următoarele hotărâri cu privire la proprietățile fierului și oxizilor de aluminiu? A. Atât aluminiul cât și fierul formează oxizi stabili în stare de oxidare +3. B. Oxidul de fier (III) este amfoteric. 2.

Instituția de învățământ autonomă municipală principală școală cuprinzătoare a satului Zarubino Bilete de chimie Profesor de chimie Somova N.Kh. Bilete de examen 2012 în Chimie Teoretică

1. CERINȚE PENTRU NIVELUL DE PREPARARE A GRADUATELOR În urma studierii chimiei, un student trebuie: să cunoască / să înțeleagă: - simboluri chimice: semne ale elementelor chimice, formule de substanțe chimice și ecuații chimice

4.1.3 Sarcini din clasa 11 1. Una dintre caracteristicile importante ale legăturilor covalente este lungimea acesteia. Pentru care dintre următorii compuși este lungimea minimă a legăturii? 1. HF 2. HCl 3. HBr 4. HI 2. Cantități mari

CHIMIE, clasa a 11-a Varianta 1, martie 2014 Lucrări regionale de diagnostic asupra CHIMIEI OPȚIUNEA 1 Partea A Când completați sarcinile A1 A9 în formularul de răspuns 1, puneți „x” în caseta sub numărul sarcinii care trebuie îndeplinită,

CHIMIE, clasa a 11-a Varianta 1, martie 2014 Lucrări regionale de diagnostic la CHIMIE OPȚIUNEA 1 Partea A La finalizarea sarcinilor A1, A9 din formularul de răspuns 1, sub numărul sarcinii care urmează să fie finalizate, puneți o x în casetă,