Chemische Reaktionen laufen mit unterschiedlichen Geschwindigkeiten ab. Einige von ihnen enden vollständig in kleinen Sekundenbruchteilen, andere in Minuten, Stunden, Tagen. Außerdem kann die gleiche Reaktion unter bestimmten Bedingungen schnell ablaufen, beispielsweise bei erhöhten Temperaturen, und langsam unter anderen, beispielsweise beim Abkühlen; in diesem Fall kann der Unterschied in der Geschwindigkeit derselben Reaktion sehr groß sein.

Bei der Betrachtung der Reaktionsgeschwindigkeit ist es notwendig, zwischen Reaktionen zu unterscheiden, die in auftreten homogenes System und Reaktionen stattfinden in heterogenes System.

Eine Phase ist ein Teil eines Systems, das durch eine Schnittstelle von seinen anderen Teilen getrennt ist .

Ein homogenes System nennt man ein System, das aus einer Phase besteht (wenn die Reaktion in einem homogenen System abläuft, dann findet sie im gesamten Volumen dieses Systems statt):

H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl

Heterogen - ein System, das aus mehreren Phasen besteht (wenn eine Reaktion zwischen Substanzen stattfindet, die ein heterogenes System bilden, kann sie nur an der Grenzfläche der Phasen stattfinden, die das System bilden):

Fe + 2 HCl \u003d FeCl 2 + H 2

Die Reaktion findet nur an der Oberfläche des Metalls statt, denn nur hier kommen beide Reaktionspartner miteinander in Kontakt. Dabei werden die Geschwindigkeit einer homogenen Reaktion und die Geschwindigkeit einer heterogenen Reaktion unterschiedlich bestimmt.

Als Beispiel für ein homogenes System kann jedes gasförmige System dienen, beispielsweise ein Gemisch aus Stickstoff und Sauerstoff. Ein weiteres Beispiel für ein homogenes System ist eine Lösung mehrerer Substanzen in ein Lösungsmittel B. eine Lösung von Natriumchlorid, Magnesiumsulfat, Stickstoff und Sauerstoff in Wasser. Beispiele für heterogene Systeme umfassen die folgenden Systeme: Wasser mit Eis, gesättigte Lösung mit Sediment, Kohle und Schwefel in Luft. Im letzteren Fall besteht das System aus drei Phasen: zwei festen und einer gasförmigen.

Die Geschwindigkeit einer homogenen Reaktion ist das Verhältnis der Änderung der molaren Konzentration von Edukten oder Reaktionsprodukten zu einer Zeiteinheit:

V=∆C⁄∆t=∆n⁄(V∙∆t)

n ist die Stoffmenge.

Die Geschwindigkeit einer heterogenen Reaktion ist die Änderung der Menge eines in eine Reaktion eintretenden oder während einer Reaktion gebildeten Stoffes pro Zeiteinheit pro Flächeneinheit der Phasenoberfläche:

V=∆n⁄(S∙∆t)

Die wichtigsten Faktoren, die die Geschwindigkeit einer Reaktion beeinflussen, sind:

1. die Art der Reaktanten;

2. ihre Konzentration;

3. Temperatur;

4. das Vorhandensein von Katalysatoren im System;

5. Die Geschwindigkeit einiger heterogener Reaktionen hängt auch von der Intensität der Bewegung der Flüssigkeit oder des Gases in der Nähe der Oberfläche ab, auf der die Reaktion stattfindet, dem Kontaktbereich.

Beginnen wir mit dem Einfachsten und Wichtigsten:

Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von den Konzentrationen der Reaktanden.

Eine notwendige Bedingung für eine chemische Wechselwirkung zwischen den Teilchen der Ausgangsstoffe ist deren Kollision miteinander. Das heißt, die Teilchen müssen einander nahe kommen, damit die Atome eines von ihnen die Wirkung elektrischer Felder erfahren, die von den Atomen des anderen erzeugt werden. Daher ist die Reaktionsgeschwindigkeit proportional zur Anzahl der Kollisionen, denen die Moleküle der Reaktanten ausgesetzt sind.

Die Anzahl der Stöße wiederum ist um so größer, je höher die Konzentration der jeweiligen Ausgangsstoffe bzw. je größer das Produkt der Konzentrationen der reagierenden Stoffe ist. Die Reaktionsgeschwindigkeit ist also:

ist proportional zum Produkt aus der Konzentration von Stoff A und der Konzentration von Stoff B. Wenn wir die Konzentrationen von Stoff A bzw. B mit [A] und [B] bezeichnen, können wir schreiben^

v =k∙[A]∙[V]

k - Proportionalitätskoeffizient - die Geschwindigkeitskonstante dieser Reaktion (experimentell bestimmt).

Die resultierende Relation drückt das Gesetz aus Massenaktion für eine chemische Reaktion, die auftritt, wenn zwei Teilchen kollidieren: Bei konstanter Temperatur ist die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion direkt proportional zum Produkt der Konzentrationen der Reaktanten. (K. Guldberg und P. Waage im Jahr 1867 G).

Es ist logisch anzunehmen, dass wenn 3 Teilchen an der Reaktion teilnehmen (Die Wahrscheinlichkeit einer gleichzeitigen Kollision von mehr als drei Teilchen ist extrem gering, Gleichungen mit mehr als 3 Teilchen sind Kettenreaktionen, die jeweils separat ablaufen und ihre eigene Geschwindigkeit haben) , dann schreibt man das Massenwirkungsgesetz entsprechend:

v \u003d k ∙ [A] 2 ∙ [V]

v \u003d k ∙ [A] ∙ [B] ∙ [N]

Wie zu sehen ist, ist in diesem Fall die Konzentration jedes der Reaktanten in dem Rin einem Ausmaß enthalten, das gleich dem entsprechenden Koeffizienten in der Reaktionsgleichung ist.

Der Wert der Geschwindigkeitskonstante k hängt von der Art der Reaktanden, der Temperatur und der Anwesenheit von Katalysatoren ab, nicht aber von den Konzentrationen der Substanzen.

Bei homogenen Reaktionen:

v =k∙3∙

Bei einer heterogenen Reaktion enthält die Redie Konzentration nur gasförmige Materie :

2Na (Feststoff) + H 2 (Gas) → 2NaH (Feststoff)

Im Gleichgewichtszustand, wenn die Geschwindigkeit der Hinreaktion gleich der Geschwindigkeit der Rückreaktion ist, ist die Beziehung erfüllt:

aA + bB+… = zZ+dD+…

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

Um den Gleichgewichtszustand bei Reaktionen zwischen gasförmigen Stoffen auszudrücken, werden häufig ihre Partialdrücke verwendet:

N 2 (Gas) + 3H 2 (Gas) → 2NH 3 (Gas)

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Abhängigkeit der Gleichgewichtskonstante von Temperatur und Druck. Wie in einem Artikel über Thermodynamik erwähnt, hängt die Gleichgewichtskonstante mit der Gibbs-Energie durch die Gleichung zusammen:

Oder

Aus dieser Gleichung ist ersichtlich, dass die Gleichgewichtskonstante sehr empfindlich auf einen Anstieg/Abfall der Temperatur und nahezu unempfindlich auf eine Druckänderung reagiert. Die Abhängigkeit der Gleichgewichtskonstante von der Entropie und den Enthalpiefaktoren zeigt ihre Abhängigkeit von der Natur der Reagenzien.

Abhängigkeit der Gleichgewichtskonstante von die Art der Reagenzien.

Diese Abhängigkeit lässt sich durch ein einfaches Experiment demonstrieren:

Zn + 2 HCl \u003d ZnCl 2 + H 2

Sn + 2 HCl \u003d SnCl 2 + H 2

In der 1. Reaktion wird Wasserstoff intensiver freigesetzt, da Zn ein aktiveres Metall ist als Sn.

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

Zn + 2CH 3 COOH \u003d Zn (CH 3 COO) 2 + H 2

In der 1. Reaktion wird Wasserstoff intensiver freigesetzt, da H 2 SO 4 eine stärkere Säure als CH 3 COOH ist.

Fazit: Je aktiver die Substanz, desto aktiver reagiert sie. Bei Säuren ist Aktivität ihre Stärke (die Fähigkeit, ein Proton abzugeben), bei Metallen ein Platz in der Spannungsreihe.

Die Abhängigkeit der Geschwindigkeit heterogener Reaktionen von der Intensität der Bewegung einer Flüssigkeit oder eines Gases in der Nähe der Oberfläche, auf der die Reaktion stattfindet, der Kontaktfläche.

Diese Abhängigkeit wird auch experimentell nachgewiesen. Hier wird die Abhängigkeit von der Kontaktfläche angezeigt; die Abhängigkeit von der Geschwindigkeit des Gases oder der Flüssigkeit an der Grenzfläche ist logisch.

4Al (fest) +3O 2 → 2Al 2 O 3

4Al (zerkleinert) + 3O 2 → 2Al 2 O 3

Al (zerkleinert) reagiert intensiver mit Sauerstoff (eine Flammensäule, wenn Sie es wiederholen wollen - werfen Sie etwas Silber ins Feuer, aber sehr vorsichtig und unter Beachtung aller Sicherheitsmaßnahmen) als Al (fest), es leuchtet nicht einmal auf .

Fazit: Der Mahlgrad beeinflusst die Reaktionsgeschwindigkeit: Je feiner die Substanz, desto größer die Kontaktfläche der Reaktanten, desto höher die Rate heterogener Reaktionen.

Die Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von der Temperatur.

Die molekularkinetische Theorie von Gasen und Flüssigkeiten ermöglicht es, die Anzahl der Stöße zwischen den Molekülen bestimmter Stoffe unter bestimmten Bedingungen zu berechnen. Wenn wir die Ergebnisse solcher Berechnungen verwenden, stellt sich heraus, dass die Anzahl der Kollisionen zwischen den Molekülen von Substanzen unter normalen Bedingungen so groß ist, dass alle Reaktionen fast sofort ablaufen sollten. In Wirklichkeit enden jedoch nicht alle Reaktionen schnell. Dieser Widerspruch lässt sich erklären, wenn wir davon ausgehen, dass nicht jede Kollision der Moleküle der reagierenden Stoffe zur Bildung eines Reaktionsprodukts führt. Damit es zu einer Reaktion kommt, also zur Bildung neuer Moleküle, ist es zunächst notwendig, die Bindungen zwischen den Atomen in den Molekülen der Ausgangsstoffe aufzubrechen oder zu schwächen. Dazu braucht es eine gewisse Energie. Wenn die kollidierenden Moleküle diese Energie nicht haben, ist die Kollision ineffizient - sie führt nicht zur Bildung eines neuen Moleküls. Wenn die kinetische Energie der kollidierenden Moleküle ausreicht, um die Bindungen zu schwächen oder aufzubrechen, kann die Kollision zur Umordnung von Atomen und zur Bildung eines Moleküls einer neuen Substanz führen.

Die Energie, die Moleküle haben müssen, damit ihre Kollision zur Bildung einer neuen Substanz führt, wird als Aktivierungsenergie dieser Reaktion bezeichnet.

Mit steigender Temperatur nimmt die Zahl der aktiven Moleküle zu. Daraus folgt, dass auch die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion mit steigender Temperatur zunehmen muss.

Diese Abhängigkeit wird durch die Van't-Hoff-Regel ausgedrückt: Bei einer Temperaturerhöhung pro 10 ℃ Die Reaktionsgeschwindigkeit erhöht sich um das 2-4-fache:

V 2 ist die endgültige Reaktionsgeschwindigkeit, V 1 ist die anfängliche Reaktionsgeschwindigkeit; γ (∆t ℃)⁄10 ist ein Temperaturkoeffizient, der angibt, wie oft sich die Geschwindigkeit erhöht, wenn die Temperatur um 10℃ (Koeffizient Grad) ansteigt.

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Wie oben erwähnt, müssen Moleküle, damit sie nützlich sind, eine Aktivierungsenergie haben. Die Aktivierungsenergie verschiedener Reaktionen ist unterschiedlich. Sein Wert ist der Faktor, durch den der Einfluss der Art der reagierenden Substanzen auf die Reaktionsgeschwindigkeit beeinflusst wird. Bei manchen Reaktionen ist die Aktivierungsenergie klein, bei anderen dagegen groß.

Ist die Aktivierungsenergie sehr gering (weniger als 40 kJ/mol), so führt dies dazu, dass ein erheblicher Teil der Stöße zwischen den Teilchen der reagierenden Stoffe zur Reaktion führt. Die Geschwindigkeit einer solchen Reaktion ist groß. Ist die Aktivierungsenergie der Reaktion sehr hoch (mehr als 120 kJ/mol), so bedeutet dies, dass nur ein sehr kleiner Teil der Stöße der wechselwirkenden Teilchen zum Ablauf einer chemischen Reaktion führt. Die Geschwindigkeit einer solchen Reaktion ist sehr langsam. Wenn die Aktivierungsenergie der Reaktion nicht sehr klein und nicht sehr groß ist (40-120 kJ / mol), wird eine solche Reaktion nicht sehr schnell und nicht sehr langsam ablaufen. Die Geschwindigkeit einer solchen Reaktion kann gemessen werden.

Reaktionen, die für ihren Ablauf eine merkliche Aktivierungsenergie benötigen, beginnen mit einem Bruch oder einer Schwächung von Bindungen zwischen Atomen in den Molekülen der Ausgangsstoffe. Dabei gehen die Stoffe in einen instabilen Zwischenzustand über, der durch einen hohen Energieaufwand gekennzeichnet ist. Dieser Zustand wird als aktivierter Komplex bezeichnet. Für seine Bildung wird die Aktivierungsenergie benötigt. Der instabile aktivierte Komplex existiert nur für sehr kurze Zeit. Es zerfällt unter Bildung von Reaktionsprodukten. Ein aktivierter Komplex ist im einfachsten Fall eine Anordnung von Atomen, in der alte Bindungen geschwächt sind. Betrachten Sie die Reaktion:

Wo am Anfang die Ausgangsreagenzien stehen, dann der aktivierte Komplex, dann die Reaktionsprodukte.

Diese Energie, die für den Übergang von Substanzen in einen aktivierten Komplex benötigt wird, wird als Gibbs-Aktivierungsenergie bezeichnet. Sie hängt mit der Entropie und der Aktivierungsenthalpie durch die Gleichung zusammen:

Die Energie, die benötigt wird, um Substanzen in den Zustand eines aktivierten Komplexes zu überführen, wird als Aktivierungsenthalpie bezeichnet. H≠ Aber genauso wichtig ist die Aktivierungsentropie, sie hängt von der Anzahl und Orientierung der Moleküle im Moment des Stoßes ab.

Es gibt günstige Orientierungen ("a") und ungünstige ("b" und "c").

Die Energieniveaus im reagierenden System sind im Diagramm unten dargestellt. Daraus ist ersichtlich, dass nur solche Moleküle an der Wechselwirkung teilnehmen, die über die notwendige Gibbs-Aktivierungsenergie verfügen; Der höchste Punkt ist der Zustand, in dem die Moleküle so dicht beieinander liegen und ihre Strukturen verzerrt sind, dass die Bildung von Reaktionsprodukten möglich ist:

Somit ist die Gibbs-Aktivierungsenergie eine Energiebarriere, die Reaktanten von Produkten trennt. Wird für die Aktivierung von Molekülen ausgegeben dann als Wärme freigesetzt.

Abhängigkeit vom Vorhandensein eines Katalysators im System.Katalyse.

Stoffe, die bei der Reaktion nicht verbraucht werden, aber deren Geschwindigkeit beeinflussen, werden als Katalysatoren bezeichnet.

Das Phänomen der Änderung der Reaktionsgeschwindigkeit unter Einwirkung solcher Substanzen wird als Katalyse bezeichnet. Als katalytisch werden Reaktionen bezeichnet, die unter Einwirkung von Katalysatoren ablaufen.

In den meisten Fällen erklärt sich die Wirkung eines Katalysators damit, dass er die Aktivierungsenergie der Reaktion reduziert. In Gegenwart eines Katalysators verläuft die Reaktion über andere Zwischenstufen als ohne, die energetisch besser zugänglich sind. Mit anderen Worten entstehen in Gegenwart eines Katalysators andere aktivierte Komplexe, deren Bildung weniger Energie erfordert als die Bildung von aktivierten Komplexen, die ohne Katalysator entstehen. Dadurch wird die Aktivierungsenergie der Reaktion gesenkt; einige Moleküle, deren Energie für aktive Stöße nicht ausreichte, erweisen sich nun als aktiv.

Unterscheiden Sie zwischen homogener und heterogener Katalyse.

Bei der homogenen Katalyse bilden Katalysator und Edukte eine Phase (Gas oder Lösung).

Bei der heterogenen Katalyse liegt der Katalysator als eigenständige Phase im System vor. Bei der heterogenen Katalyse findet die Reaktion an der Oberfläche des Katalysators statt, daher hängt die Aktivität des Katalysators von der Größe und den Eigenschaften seiner Oberfläche ab. Um eine große ("ausgebildete") Oberfläche zu haben, muss der Katalysator eine poröse Struktur haben oder in einem stark zerkleinerten (stark dispergierten) Zustand vorliegen. In der praktischen Anwendung wird der Katalysator üblicherweise auf einen Träger mit poröser Struktur (Bims, Asbest etc.) aufgebracht.

Katalysatoren sind in der chemischen Industrie weit verbreitet. Unter dem Einfluss von Katalysatoren können Reaktionen millionenfach und mehr beschleunigt werden. In manchen Fällen können unter Einwirkung von Katalysatoren solche Reaktionen angeregt werden, die ohne sie unter gegebenen Bedingungen praktisch nicht ablaufen.

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Wie bereits erwähnt, erfolgt eine Änderung der Reaktionsgeschwindigkeit in Gegenwart eines Katalysators durch eine Abnahme der Aktivierungsenergie seiner einzelnen Stufen. Schauen wir uns das genauer an:

(A…B)-aktivierter Komplex.

Lassen Sie diese Reaktion eine hohe Aktivierungsenergie haben und mit einer sehr niedrigen Geschwindigkeit ablaufen. Lass Substanz sein K (Katalysator), der leicht interagiert mit EIN und bilden AK :

(A…K)-aktivierter Komplex.

AK interagiert leicht mit B, um AB zu bilden:

AK+B=(AK…B)=AB+K

(AK…B)-aktivierter Komplex.

AK+B=(AK…B)=AB+K

Wenn wir diese Gleichungen summieren, erhalten wir:

All dies ist in der Grafik dargestellt:

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Manchmal spielen freie Radikale die Rolle von Katalysatoren, wodurch die Reaktion nach einem Kettenmechanismus abläuft (Erklärung unten). Beispiel Reaktion:

Wird aber Wasserdampf in das System eingebracht, entstehen freie Radikale. ∙OH und H∙.

∙OH+CO=CO 2 +H∙

H∙+O 2 =∙OH+∙O

CO+∙O=CO2

Somit läuft die Reaktion viel schneller ab.

Kettenreaktionen. Kettenreaktionen laufen unter Beteiligung aktiver Zentren ab - Atome, Ionen oder Radikale (Fragmente von Molekülen), die ungepaarte Elektronen haben und daher eine sehr hohe Reaktivität aufweisen.

Während der Wechselwirkung aktiver Zentren mit Molekülen der Ausgangssubstanzen werden Moleküle des Reaktionsprodukts sowie neue aktive Partikel gebildet - neue aktive Zentren, die zu einer Wechselwirkung befähigt sind. Somit dienen aktive Zentren als Schöpfer von Ketten aufeinanderfolgender Stoffumwandlungen.

Ein Beispiel für eine Kettenreaktion ist die Synthese von Chlorwasserstoff:

H2 (Benzin)+ Kl2 (Benzin)= 2 HCl

Diese Reaktion wird durch die Einwirkung von Licht verursacht. Absorption eines Quantums Strahlungsenergie λυ Chlormolekül führt zu seiner Anregung. Übersteigt die Schwingungsenergie die Bindungsenergie zwischen Atomen, dann zerfällt das Molekül:

Cl 2 +λυ=2Cl∙

Die entstehenden Chloratome reagieren leicht mit Wasserstoffmolekülen:

Cl∙+H 2 =HCl+H∙

Das Wasserstoffatom wiederum reagiert leicht mit dem Chlormolekül:

H∙+Cl 2 =HCl+Cl∙

Diese Abfolge von Prozessen setzt sich fort. Mit anderen Worten, ein absorbiertes Lichtquant führt zur Bildung vieler HCI-Moleküle. Die Kette kann enden, wenn die Partikel mit den Wänden des Gefäßes kollidieren, sowie wenn zwei aktive Partikel und ein inaktives kollidieren, wodurch sich die aktiven Partikel zu einem Molekül verbinden und die freigesetzte Energie von der abgeführt wird inaktives Teilchen. In solchen Fällen unterbricht der Stromkreis:

Cl∙+Cl∙=Cl 2

Cl∙+Cl∙+Z=Cl 2 +Z∙

Woher Z ist das dritte Teilchen.

Dies ist der Mechanismus einer Kettenreaktion zu einer geraden Kettenreaktion: Bei jeder elementaren Wechselwirkung bildet ein aktives Zentrum neben dem Molekül des Reaktionsprodukts ein neues aktives Zentrum.

Zu den verzweigten Kettenreaktionen gehört beispielsweise die Reaktion der Bildung von Wasser aus einfachen Stoffen. Der folgende Mechanismus dieser Reaktion wurde experimentell festgestellt und durch Rechnungen bestätigt:

H 2 +O 2 \u003d 2 ∙OH

∙OH+H 2 = H 2 O+H∙

H ∙ + O 2 \u003d ∙ OH + O ∙ ∙

O ∙ ∙ +H 2 =∙OH+H∙

Solche wichtigen chemischen Reaktionen wie Verbrennungen, Explosionen, Koh(Gewinnung von Alkoholen, Aldehyden, Ketonen, organischen Säuren) und Polymerisationsreaktionen verlaufen über den Kettenmechanismus. Daher dient die Theorie der Kettenreaktionen als wissenschaftliche Grundlage für eine Reihe wichtiger Zweige der Ingenieurwissenschaften und der chemischen Technologie.

Unter Kettenprozesse fallen auch nukleare Kettenreaktionen, die beispielsweise in Kernreaktoren oder bei der Explosion einer Atombombe ablaufen. Die Rolle eines aktiven Teilchens spielt hier ein Neutron, dessen Eindringen in den Kern eines Atoms zu dessen Zerfall führen kann, begleitet von der Freisetzung hoher Energie und der Bildung neuer freier Neutronen, die die Kette der Kernumwandlungen fortsetzen.

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Reaktionsgeschwindigkeit in heterogenen Systemen. Heterogene Reaktionen sind in der Technik von großer Bedeutung.

Betrachtet man heterogene Reaktionen, so ist leicht zu erkennen, dass sie eng mit den Stoffübertragungsprozessen verwandt sind. Damit eine Reaktion, beispielsweise die Verbrennung von Kohle, ablaufen kann, ist es in der Tat erforderlich, dass das während dieser Reaktion gebildete Kohlendioxid ständig von der Oberfläche der Kohle entfernt wird und neue Mengen Sauerstoff sich ihr annähern. Beide Prozesse (Entzug CO2 von der Oberfläche der Kohle und Versorgung O2 dazu) werden durch Konvektion (Verdrängung einer gasförmigen oder flüssigen Masse) und Diffusion durchgeführt.

So lassen sich im Verlauf einer heterogenen Reaktion mindestens drei Stufen unterscheiden:

1. Zufuhr des Reaktanden zur Oberfläche;

2. Chemische Reaktion auf der Oberfläche;

3. Entfernung des Reaktionsprodukts von der Oberfläche.

Im stationären Zustand der Reaktion laufen alle drei Stufen mit gleichen Geschwindigkeiten ab. Darüber hinaus ist in vielen Fällen die Aktivierungsenergie der Reaktion gering, und die zweite Stufe (die eigentliche chemische Reaktion) könnte sehr schnell ablaufen, wenn die Zufuhr des Reaktanten zur Oberfläche und die Entfernung des Produkts von ihr ebenfalls schnell erfolgen würde genügend. Daher wird die Geschwindigkeit solcher Reaktionen durch die Geschwindigkeit des Stofftransfers bestimmt. Es ist zu erwarten, dass mit zunehmender Konvektion ihre Geschwindigkeit zunimmt. Die Erfahrung bestätigt diese Annahme. Also, die Reaktion beim Verbrennen von Kohle:

C + O 2 \u003d CO 2

deren chemische Stufe eine geringe Aktivierungsenergie benötigt, um so schneller abläuft, je intensiver Sauerstoff (bzw. Luft) der Kohle zugeführt wird.

Die Geschwindigkeit einer heterogenen Reaktion wird jedoch nicht in allen Fällen durch die Geschwindigkeit des Stoffübergangs bestimmt. Die entscheidende Reaktionsstufe, deren Aktivierungsenergie hoch ist, ist die zweite Stufe - die eigentliche chemische Reaktion. Natürlich erhöht sich die Geschwindigkeit solcher Reaktionen nicht mit verstärktem Rühren. Beispielsweise beschleunigt sich die Oxidation von Eisen durch Sauerstoff aus feuchter Luft nicht mit einer Erhöhung der Luftzufuhr zur Metalloberfläche, da hier die Aktivierungsenergie der chemischen Stufe des Prozesses recht hoch ist.

Der Schritt, der die Reaktionsgeschwindigkeit bestimmt, wird als geschwindigkeitsbestimmender Schritt bezeichnet. Im ersten Beispiel ist der geschwindigkeitsbestimmende Schritt der Stofftransport, im zweiten die eigentliche chemische Reaktion.

irreversible und reversible Reaktionen. chemisches Gleichgewicht. Verschiebung im chemischen Gleichgewicht. Das Prinzip von Le Chatelier.

Alle chemischen Reaktionen können in zwei Gruppen eingeteilt werden: irreversible und reversible Reaktionen. Irreversible Reaktionen laufen bis zum Ende ab - bis einer der Reaktanten vollständig verbraucht ist. Reversible Reaktionen laufen nicht bis zum Ende ab: Bei einer reversiblen Reaktion wird keiner der Reaktanten vollständig verbraucht. Dieser Unterschied beruht darauf, dass eine irreversible Reaktion nur in eine Richtung ablaufen kann. Eine reversible Reaktion kann sowohl in Vorwärts- als auch in Rückwärtsrichtung ablaufen.

Betrachten Sie zwei Beispiele:

1) Die Wechselwirkung zwischen Zink und konzentrierter Salpetersäure verläuft:

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

Bei einer ausreichenden Menge Salpetersäure endet die Reaktion erst, wenn sich alles Zink gelöst hat. Wenn Sie versuchen, diese Reaktion in die entgegengesetzte Richtung durchzuführen - Stickstoffdioxid durch eine Lösung von Zinknitrat zu leiten, funktionieren metallisches Zink und Salpetersäure nicht -, kann diese Reaktion nicht in die entgegengesetzte Richtung ablaufen. Somit ist die Wechselwirkung von Zink mit Salpetersäure eine irreversible Reaktion.

2) Die Synthese von Ammoniak verläuft nach der Gleichung:

3H 2 +N 2 ↔2NH 3

Wenn ein Mol Stickstoff mit drei Mol Wasserstoff gemischt wird, Bedingungen, die für die Reaktion im System günstig sind, und nach einer ausreichenden Zeit das Gasgemisch analysiert wird, zeigen die Analyseergebnisse, dass nicht nur das Reaktionsprodukt (Ammoniak) wird im System vorhanden sein, sondern auch die Ausgangsstoffe (Stickstoff und Wasserstoff). Setzt man nun unter gleichen Bedingungen nicht ein Stickstoff-Wasserstoff-Gemisch, sondern Ammoniak als Ausgangsstoff ein, so lässt sich feststellen, dass sich ein Teil des Ammoniaks in Stickstoff und Wasserstoff zersetzt, und das endgültige Mengenverhältnis aller drei Stoffe gleich sein wie in diesem Fall, wenn man von einem Gemisch aus Stickstoff und Wasserstoff ausgeht. Somit ist die Synthese von Ammoniak eine reversible Reaktion.

In den Gleichungen reversibler Reaktionen können anstelle des Gleichheitszeichens Pfeile verwendet werden; sie symbolisieren den Ablauf der Reaktion sowohl in Vorwärts- als auch in Rückwärtsrichtung.

Bei reversiblen Reaktionen treten gleichzeitig Reaktionsprodukte auf und ihre Konzentration nimmt zu, aber als Ergebnis beginnt die Umkehrreaktion aufzutreten und ihre Geschwindigkeit nimmt allmählich zu. Wenn die Geschwindigkeiten der Hin- und Rückreaktion gleich werden, chemisches Gleichgewicht. So stellt sich im letzten Beispiel ein Gleichgewicht zwischen Stickstoff, Wasserstoff und Ammoniak ein.

Das chemische Gleichgewicht wird als dynamisches Gleichgewicht bezeichnet. Dies betont, dass im Gleichgewicht sowohl Vorwärts- als auch Rückwärtsreaktionen auftreten, aber ihre Geschwindigkeiten gleich sind, wodurch Änderungen im System nicht wahrnehmbar sind.

Ein quantitatives Merkmal des chemischen Gleichgewichts ist eine Größe, die als Konstante des chemischen Gleichgewichts bezeichnet wird. Schauen wir uns die Reaktion als Beispiel an:

Das System ist im Gleichgewicht:

Somit:

Die Gleichgewichtskonstante dieser Reaktion.

Bei konstanter Temperatur ist die Gleichgewichtskonstante einer reversiblen Reaktion ein konstanter Wert, der das Verhältnis zwischen den Konzentrationen der Reaktionsprodukte (Zähler) und Ausgangsmaterialien (Nenner) angibt, das sich im Gleichgewicht einstellt.

Die Gzeigt, dass unter Gleichgewichtsbedingungen die Konzentrationen aller an der Reaktion beteiligten Stoffe miteinander verbunden sind. Eine Änderung der Konzentration eines dieser Stoffe zieht eine Änderung der Konzentrationen aller anderen Stoffe nach sich; dadurch stellen sich neue Konzentrationen ein, deren Verhältnis aber wieder der Gleichgewichtskonstante entspricht.

Um die Gleichgewichtskonstante von heterogenen Reaktionen auszudrücken, sowie den Ausdruck des Massenwirkungsgesetzes, werden nur die Konzentrationen von Stoffen aufgenommen, die sich in der Gasphase befinden. Zum Beispiel für eine Reaktion:

Die Gleichgewichtskonstante hat die Form:

Der Wert der Gleichgewichtskonstante hängt von der Art der Reaktanten und von der Temperatur ab. Es kommt nicht auf die Anwesenheit von Katalysatoren an. Wie bereits erwähnt, ist die Gleichgewichtskonstante gleich dem Verhältnis der Geschwindigkeitskonstanten der Hin- und Rückreaktion. Da der Katalysator die Aktivierungsenergie sowohl der Hin- als auch der Rückreaktion um den gleichen Betrag ändert, beeinflusst er nicht das Verhältnis ihrer Geschwindigkeitskonstanten. Daher beeinflußt der Katalysator den Wert der Gleichgewichtskonstante nicht und kann daher die Reaktionsausbeute weder erhöhen noch verringern. Es kann das Einsetzen des Gleichgewichts nur beschleunigen oder verlangsamen. Dies ist auf dem Diagramm zu sehen:

Verschiebung im chemischen Gleichgewicht. Das Prinzip von Le Chatelier. Befindet sich das System in einem Gleichgewichtszustand, so bleibt es darin, solange die äußeren Bedingungen konstant bleiben. Wenn sich die Bedingungen ändern, gerät das System aus dem Gleichgewicht - die Geschwindigkeiten des direkten und des umgekehrten Prozesses ändern sich ungleich - die Reaktion wird fortgesetzt. Von größter Bedeutung sind Fälle von Ungleichgewicht aufgrund von Konzentrationsänderungen eines der am Gleichgewicht beteiligten Stoffe, des Drucks oder der Temperatur.

Das Prinzip von Le Chatelier:

Wenn auf ein im Gleichgewicht befindliches System ein Einfluss ausgeübt wird, verschiebt sich das Gleichgewicht durch die darin ablaufenden Prozesse in eine Richtung, in der die Auswirkungen abnehmen.

In der Tat, wenn einer der Stoffe ( wird durch eine Zunahme/Abnahme der Konzentration nur einer gasförmigen Substanz beeinflusst) an der Reaktion beteiligt, verschiebt sich das Gleichgewicht hin zum Verbrauch dieses Stoffes. Wenn der Druck steigt, verschiebt er sich so, dass der Druck im System abnimmt; mit steigender Temperatur verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung einer endothermen Reaktion – die Temperatur im System sinkt (mehr dazu weiter unten).

Das Prinzip von Le Chatelier gilt nicht nur für chemische, sondern auch für verschiedene physikalisch-chemische Gleichgewichte. Eine Gleichgewichtsverschiebung bei Änderung der Bedingungen solcher Prozesse wie Kochen, Kristallisation, Auflösung erfolgt gemäß dem Le Chatelier-Prinzip.

1. Ein Ungleichgewicht aufgrund einer Änderung der Konzentration einer der an der Reaktion beteiligten Substanzen.

Lassen Sie Wasserstoff, Jodwasserstoff und Joddampf bei einer bestimmten Temperatur und einem bestimmten Druck miteinander im Gleichgewicht stehen. Lassen Sie uns eine zusätzliche Menge Wasserstoff in das System einführen. Nach dem Massenwirkungsgesetz führt eine Erhöhung der Wasserstoffkonzentration zu einer Erhöhung der Geschwindigkeit der Vorwärtsreaktion - der Synthese von HI, während sich die Geschwindigkeit der Rückreaktion nicht ändert. In Vorwärtsrichtung läuft die Reaktion nun schneller ab als in Rückwärtsrichtung. Infolgedessen nehmen die Konzentrationen von Wasserstoff- und Joddampf ab, was zu einer Verlangsamung der Vorwärtsreaktion führt, und die Konzentration von HI nimmt zu, was zu einer Beschleunigung der Rückreaktion führt. Nach einiger Zeit gleichen sich die Raten der Hin- und Rückreaktion wieder an – ein neues Gleichgewicht stellt sich ein. Allerdings ist die HI-Konzentration jetzt höher als vor der Zugabe von H 2 , und die H 2 -Konzentration ist niedriger.

Der durch Ungleichgewicht verursachte Prozess der Konzentrationsänderung wird als Verschiebung oder Gleichgewichtsverschiebung bezeichnet.

Wenn in diesem Fall die Konzentrationen von Stoffen auf der rechten Seite der Gleichung zunehmen, dann sagt man, dass sich das Gleichgewicht nach rechts verschiebt, dh in Richtung des Flusses der direkten Reaktion; bei einer umgekehrten Konzentrationsänderung sprechen sie von einer Verschiebung des Gleichgewichts nach links - in Richtung der Rückreaktion. In diesem Beispiel hat sich das Gleichgewicht nach rechts verschoben. Gleichzeitig trat die Substanz (H 2), deren Konzentrationsanstieg ein Ungleichgewicht verursachte, in eine Reaktion ein - ihre Konzentration nahm ab.

Somit verschiebt sich bei einer Erhöhung der Konzentration eines der am Gleichgewicht beteiligten Stoffe das Gleichgewicht in Richtung Verbrauch dieses Stoffes; Wenn die Konzentration einer der Substanzen abnimmt, verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung der Bildung dieser Substanz.

2. Ein Ungleichgewicht aufgrund einer Druckänderung (durch Verringern oder Erhöhen des Systemvolumens).

Wenn Gase an der Reaktion beteiligt sind, kann das Gleichgewicht durch eine Volumenänderung des Systems gestört werden. Bei einer Druckerhöhung durch Komprimierung des Systems verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung Volumenverkleinerung von Gasen, also in Richtung Druckverringerung, bei Druckverminderung verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung Volumenvergrößerung, also in Richtung Vergrößerung im Druck:

3H 2 +N 2 ↔2NH 3

Mit zunehmendem Druck verschiebt sich die Reaktion in Richtung Ammoniakbildung; wenn der Druck abnimmt, in Richtung der Reagenzien.

3. Ungleichgewicht durch Temperaturänderung.

Das Gleichgewicht der meisten chemischen Reaktionen verschiebt sich mit der Temperatur. Der Faktor, der die Richtung der Gleichgewichtsverschiebung bestimmt, ist das Vorzeichen des thermischen Effekts der Reaktion. Es lässt sich zeigen, dass sich das Gleichgewicht bei steigender Temperatur in Richtung der endothermen Reaktion und bei sinkender Temperatur in Richtung der exothermen Reaktion verschiebt:

Dies bedeutet, dass mit steigender Temperatur die Ausbeute an Jodwasserstoff zunimmt, mit abnehmender Temperatur verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung der Reaktanten.

Physikalische Methoden zur Stimulierung chemischer Umwandlungen.

Die Reaktivität von Stoffen wird beeinflusst durch: Licht, ionisierende Strahlung, Druck, mechanische Einwirkung, Radiolyse, Photolyse, Laser-Photochemie usw. Ihr Wesen besteht darin, auf verschiedene Weise Suangeregter oder geladener Teilchen und Radikale zu erzeugen, deren Reaktionen mit anderen Teilchen zu bestimmten chemischen Umwandlungen führen.

Aufgabe Nummer 1

Sie führen zu einer Verringerung der Reaktionsgeschwindigkeit von Ethylen mit Wasserstoff.

1) Senken der Temperatur

3) die Verwendung eines Katalysators

Antwort: 14

Erläuterung:

1) Senken der Temperatur

Das Senken der Temperatur verlangsamt die Geschwindigkeit jeder Reaktion, ob exotherm oder endotherm.

2) Erhöhung der Ethylenkonzentration

Eine Erhöhung der Konzentration der Reaktanten erhöht immer die Reaktionsgeschwindigkeit

3) die Verwendung eines Katalysators

Alle Hydrierungsreaktionen organischer Verbindungen sind katalytisch; in Gegenwart von Katalysatoren deutlich beschleunigt.

4) Abnahme der Wasserstoffkonzentration

Eine Verringerung der Konzentration der anfänglichen Reagenzien verringert immer die Reaktionsgeschwindigkeit

5) Druckerhöhung im System

Eine Erhöhung des Drucks, wenn mindestens einer der Reaktanten ein Gas ist, erhöht die Reaktionsgeschwindigkeit, da Tatsächlich ist dies dasselbe wie eine Erhöhung der Konzentration dieses Reagenz.

Aufgabe Nummer 2

Methanol mit Propionsäure.

1) Temperaturanstieg

2) Druckabfall

3) Senken der Temperatur

Notieren Sie im Feld „ANTWORT“ die Nummern der ausgewählten Reaktionsarten.

Antwort: 14

Erläuterung:

1) Temperaturanstieg

Mit steigender Temperatur steigt die Geschwindigkeit jeder Reaktion (sowohl exotherm als auch endotherm)

2) Druckabfall

Es beeinflusst die Reaktionsgeschwindigkeit in keiner Weise, tk. Die anfänglichen Reagenzien – Methanol und Propionsäure – sind Flüssigkeiten, und der Druck beeinflusst die Geschwindigkeit nur der Reaktionen, bei denen mindestens ein Reagenz ein Gas ist

3) Senken der Temperatur

Das Absenken der Temperatur verringert die Geschwindigkeit jeder Reaktion (sowohl exotherm als auch endotherm).

4) die Verwendung einer starken anorganischen Säure als Katalysator

Die Wechselwirkung von Alkoholen mit Carbonsäuren (Veresterungsreaktion) wird in Gegenwart starker mineralischer (anorganischer) Säuren beschleunigt

5) Bestrahlung mit ultraviolettem Licht

Die Veresterungsreaktion verläuft nach dem ionischen Mechanismus, und ultraviolettes Licht beeinflusst nur einige Reaktionen, die nach dem freien Radikalmechanismus ablaufen, beispielsweise die Methanchlorierung.

Aufgabe Nummer 3

Vorwärtsreaktionsrate

N2 + 3H2 ↔ 2NH3 + Q

steigt mit:

1) Erhöhung der Stickstoffkonzentration

2) Abnahme der Stickstoffkonzentration

3) Erhöhung der Ammoniakkonzentration

4) eine Abnahme der Ammoniakkonzentration

5) Temperaturanstieg

Notieren Sie im Feld „ANTWORT“ die Nummern der ausgewählten Reaktionsarten.

Antwort: 15

Aufgabe Nummer 4

Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Liste der externen Einflüsse zwei Einflüsse aus hängt nicht ab schnelle Reaktion

2C (tv) + CO2 (g) → 2CO (g)

1) der Mahlgrad von Kohle

2) Temperatur

3) die Menge an Kohle

4) CO-Konzentration

5) CO 2 -Konzentration

Notieren Sie im Feld „ANTWORT“ die Nummern der ausgewählten Reaktionsarten.

Antwort: 34

Aufgabe Nummer 5

Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Liste der äußeren Einflüsse zwei Einflüsse aus, denen die Reaktionsgeschwindigkeit unterliegt

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

erhöht sich.

1) Erhöhung der CO 2 -Konzentration

2) Senken der Temperatur

3) Druckerhöhung

4) Temperaturanstieg

5) der Mahlgrad von CaO

Notieren Sie im Feld „ANTWORT“ die Nummern der ausgewählten Reaktionsarten.

Antwort: 45

Aufgabe Nummer 6

Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Liste externer Einflüsse zwei Einflüsse aus Nicht zur Verfügung stellen Einfluss auf die Reaktionsgeschwindigkeit

HCOOCH 3 (l) + H 2 O (l) → HCOOH (l) + CH 3 OH (l).

1) Änderung der Konzentration von HCOOCH 3

2) die Verwendung eines Katalysators

3) Druckerhöhung

4) Temperaturanstieg

5) Änderung der HCOOH-Konzentration

Notieren Sie im Feld „ANTWORT“ die Nummern der ausgewählten Reaktionsarten.

Antwort: 35

Aufgabe Nummer 7

Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Liste der äußeren Einflüsse zwei Einflüsse aus, die zu einer Erhöhung der Reaktionsgeschwindigkeit führen

S (TV) + O 2 (g) → SO 2 (g) .

1) Erhöhung der Konzentration von Schwefeldioxid

2) Temperaturerhöhung

3) Abnahme der Sauerstoffkonzentration

4) Senken der Temperatur

5) Erhöhung der Sauerstoffkonzentration

Notieren Sie im Feld „ANTWORT“ die Nummern der ausgewählten Reaktionsarten.

Antwort: 25

Aufgabe Nummer 8

Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Liste externer Einflüsse zwei Einflüsse aus nicht beeinflussen auf die Reaktionsgeschwindigkeit

Na 2 SO 3 (Lösung) + 3 HCl (Lösung) → 2 NaCl (Lösung) + SO 2 + H 2 O.

1) Änderung der Salzsäurekonzentration

2) Druckänderung

3) Temperaturänderung

4) Änderung der Konzentration von Natriumsulfit

5) Änderung der Natriumchloridkonzentration

Notieren Sie im Feld „ANTWORT“ die Nummern der ausgewählten Reaktionsarten.

Antwort: 25

Aufgabe Nummer 9

Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Stoffliste jeweils zwei Paare aus, zwischen denen die Reaktion bei Raumtemperatur am schnellsten abläuft.

1) Zink und Schwefel

2) Lösungen von Natriumcarbonat und Kaliumchlorid

3) Kalium und verdünnte Schwefelsäure

4) Magnesium und Salzsäure

5) Kupfer und Sauerstoff

Notieren Sie im Feld „ANTWORT“ die Nummern der ausgewählten Reaktionsarten.

Antwort: 34

Aufgabe Nummer 10

Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Liste der äußeren Einflüsse zwei Einflüsse aus, die zu einer Erhöhung der Reaktionsgeschwindigkeit führen

CH 4 (g) + 2O 2 (g) → CO 2 (g) + H 2 O (g).

1) Erhöhung der Sauerstoffkonzentration

2) Senken der Temperatur

3) Erhöhung der Kohlendioxidkonzentration

4) Erhöhung der Methankonzentration

5) Druckminderung

Notieren Sie im Feld „ANTWORT“ die Nummern der ausgewählten Reaktionsarten.

Antwort: 14

Aufgabe Nummer 11

Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Liste der äußeren Einflüsse zwei Einflüsse aus, die zu einer Erhöhung der Reaktionsgeschwindigkeit führen

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

1) Senken des Drucks im System

2) Druckerhöhung im System

3) Temperaturerhöhung

4) der Schleifgrad von Silber

5) der Mahlgrad von Silbernitrat

Notieren Sie im Feld „ANTWORT“ die Nummern der ausgewählten Reaktionsarten.

Antwort: 35

Aufgabe Nummer 12

Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Stoffliste zwei Paare aus, zwischen denen die Reaktion bei Raumtemperatur am geringsten abläuft.

1) Kupfersulfat (Lösung) und Natriumhydroxid (Lösung)

2) Natrium und Wasser

3) Magnesium und Wasser

4) Sauerstoff und Zink

5) Schwefelsäure (Lösung) und Kaliumcarbonat (Lösung)

Notieren Sie im Feld „ANTWORT“ die Nummern der ausgewählten Reaktionsarten.

Antwort: 34

Aufgabe Nummer 15

Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Liste der äußeren Einflüsse zwei Einflüsse aus, die zu einer Erhöhung der Reaktionsgeschwindigkeit führen

Fe (tv) + 2H + → Fe 2+ + H 2 (g).

1) eine Erhöhung der Konzentration von Eisenionen

2) Schleifen von Metalleisen

3) Hinzufügen einiger Eisenstücke

4) Erhöhung der Säurekonzentration

5) Temperatursenkung

Notieren Sie im Feld „ANTWORT“ die Nummern der ausgewählten Reaktionsarten.

Antwort: 24

Aufgabe Nummer 16

Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Stoffliste zwei Paare aus, zwischen denen die Reaktionsgeschwindigkeit liegt hängt nicht ab aus einer Vergrößerung der Kontaktfläche der Reagenzien.

1) Schwefel und Eisen

2) Silizium und Sauerstoff

3) Wasserstoff und Sauerstoff

4) Schwefeldioxid und Sauerstoff

5) Zink und Salzsäure

Notieren Sie im Feld „ANTWORT“ die Nummern der ausgewählten Reaktionsarten.

Antwort: 34

Aufgabe Nummer 17

Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Liste externer Einflüsse zwei Einflüsse aus, die zu einer Erhöhung der Reaktionsgeschwindigkeit von Stickstoff mit Wasserstoff führen.

1) Temperaturerhöhung

2) Verwendung eines Inhibitors

3) die Verwendung eines Katalysators

4) Abnahme der Ammoniakkonzentration

5) Abnahme der Wasserstoffkonzentration

Notieren Sie im Feld „ANTWORT“ die Nummern der ausgewählten Reaktionsarten.

Antwort: 13

Aufgabe Nummer 18

Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Liste externer Einflüsse zwei Einflüsse aus nicht führen zu einer Änderung der Reaktionsgeschwindigkeit

CH 3 COOC 2 H 5 + OH – → CH 3 COO – + C 2 H 5 OH.

1) Temperaturänderung

2) Änderung der Alkoholkonzentration

3) Änderung der Alkalikonzentration

4) Änderung der Salzkonzentration

5) Änderung der Etherkonzentration

Notieren Sie im Feld „ANTWORT“ die Nummern der ausgewählten Reaktionsarten.

Antwort: 24

Aufgabe Nr. 19

Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Liste externer Einflüsse zwei Einflüsse aus, bei denen die Geschwindigkeit der Esterhydrolysereaktion signifikant ansteigt.

1) Temperaturerhöhung

2) Hinzufügen von Alkali

3) Abnahme der Alkoholkonzentration

4) Abnahme der Etherkonzentration

5) Druckerhöhung

Notieren Sie im Feld „ANTWORT“ die Nummern der ausgewählten Reaktionsarten.

Antwort: 12

Aufgabe Nummer 20

Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Liste der äußeren Einflüsse zwei Einflüsse aus, die zu einer Änderung der Reaktionsgeschwindigkeit zwischen Kupfer und Salpetersäure führen.

Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion ist gleich der Mengenänderung eines Stoffes pro Zeiteinheit in einer Einheit des Reaktionsraumes. Je nach Art der chemischen Reaktion (homogen oder heterogen) ändert sich die Beschaffenheit des Reaktionsraumes. Als Reaktionsraum wird üblicherweise der Bereich bezeichnet, in dem der chemische Prozess lokalisiert ist: Volumen (V), Bereich (S).

Der Reaktionsraum homogener Reaktionen ist das mit Reagenzien gefüllte Volumen. Da das Verhältnis der Menge eines Stoffes zu einer Volumeneinheit als Konzentration (c) bezeichnet wird, ist die Geschwindigkeit einer homogenen Reaktion gleich der zeitlichen Änderung der Konzentration der Ausgangsstoffe bzw. Reaktionsprodukte. Unterscheiden Sie zwischen durchschnittlichen und momentanen Reaktionsgeschwindigkeiten.

Die durchschnittliche Reaktionsgeschwindigkeit beträgt:

wobei c2 und c1 die Konzentrationen der Ausgangsstoffe zu den Zeitpunkten t2 und t1 sind.

Das Minuszeichen "-" in diesem Ausdruck wird gesetzt, wenn die Geschwindigkeit durch die Änderung der Konzentration der Reagenzien ermittelt wird (in diesem Fall Dс< 0, так как со временем концентрации реагентов уменьшаются); концентрации продуктов со временем нарастают, и в этом случае используется знак плюс «+».

Die Reaktionsgeschwindigkeit zu einem bestimmten Zeitpunkt oder die momentane (wahre) Reaktionsgeschwindigkeit v ist gleich:

Die Reaktionsgeschwindigkeit in SI hat die Einheit [mol×m-3×s-1], andere Mengeneinheiten [mol×l-1×s-1], [mol×cm-3×s-1], [mol × cm –3 × min-1].

Die Geschwindigkeit einer heterogenen chemischen Reaktion v genannt, die Änderung der Menge des Reaktionspartners (Dn) pro Zeiteinheit (Dt) pro Flächeneinheit der Phasentrennung (S) und bestimmt sich nach der Formel:

oder durch die Ableitung:

Die Einheit der Geschwindigkeit einer heterogenen Reaktion ist mol/m2 s.

Beispiel 1. Chlor und Wasserstoff werden in einem Gefäß gemischt. Die Mischung wurde erhitzt. Nach 5 s wurde die Chlorwasserstoffkonzentration im Behälter gleich 0,05 Mol/dm³. Bestimmen Sie die mittlere Bildungsgeschwindigkeit von Salzsäure (mol/dm3 s).

Entscheidung. Wir bestimmen die Änderung der Chlorwasserstoffkonzentration im Gefäß 5 s nach Reaktionsbeginn:

wobei c2, c1 - endgültige und anfängliche molare Konzentration von HCl.

DC (HCl) \u003d 0,05 - 0 \u003d 0,05 mol / dm3.

Berechnen Sie die durchschnittliche Bildungsgeschwindigkeit von Chlorwasserstoff mit Gleichung (3.1):

Antwort: 7 \u003d 0,01 mol / dm3 × s.

Beispiel 2 In einem Gefäß mit einem Volumen von 3 dm3 findet folgende Reaktion statt:

C2H2 + 2H2®C2H6.

Die anfängliche Wasserstoffmasse beträgt 1 g. Nach 2 s nach Reaktionsbeginn beträgt die Wasserstoffmasse 0,4 g. Bestimmen Sie die durchschnittliche Bildungsrate von C2H6 (mol / dm "× s).

Entscheidung. Die in die Reaktion eingetretene Wasserstoffmasse (mpror (H2)) ist gleich der Differenz zwischen der Anfangsmasse des Wasserstoffs (mref (H2)) und der Endmasse des nicht umgesetzten Wasserstoffs (tk (H2)):

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

Lassen Sie uns die Menge an Wasserstoff berechnen:

= 0,3 mol.

Wir bestimmen die Menge an gebildetem C2H6:

Nach der Gleichung: aus 2 mol H2 entsteht ® 1 mol C2H6;

Gemäß der Bedingung: Aus 0,3 Mol H2 entstehen ® x Mol C2H6.

n(С2Н6) = 0,15 mol.

Wir berechnen die Konzentration des gebildeten С2Н6:

Wir finden die Änderung der Konzentration von C2H6:

0,05-0 = 0,05 mol/dm3. Wir berechnen die durchschnittliche Bildungsrate von C2H6 mit Gleichung (3.1):

Antwort: \u003d 0,025 mol / dm3 × s.

Faktoren, die die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion beeinflussen . Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion wird durch die folgenden Hauptfaktoren bestimmt:

1) die Art der reagierenden Substanzen (Aktivierungsenergie);

2) die Konzentration reagierender Substanzen (Massenwirkungsgesetz);

3) Temperatur (Van't-Hoff-Regel);

4) das Vorhandensein von Katalysatoren (Aktivierungsenergie);

5) Druck (Reaktionen mit Gasen);

6) Mahlgrad (unter Beteiligung von Feststoffen auftretende Reaktionen);

7) Art der Strahlung (sichtbar, UV, IR, Röntgen).

Die Abhängigkeit der Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion von der Konzentration wird durch das Grundgesetz der chemischen Kinetik ausgedrückt - das Massenwirkungsgesetz.

Gesetz der wirkenden Massen . 1865 formulierte Professor N. N. Beketov zum ersten Mal eine Hypothese über den quantitativen Zusammenhang zwischen den Massen der Reaktanten und der Reaktionszeit: "... die Anziehung ist proportional zum Produkt der wirkenden Massen." Diese Hypothese wurde im Massenwirkungsgesetz bestätigt, das 1867 von den beiden norwegischen Chemikern K. M. Guldberg und P. Waage aufgestellt wurde. Die moderne Formulierung des Massenwirkungsgesetzes lautet wie folgt: Bei einer konstanten Temperatur ist die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion direkt proportional zum Produkt der Konzentrationen der Reaktanten, die in Potenzen gleich den stöchiometrischen Koeffizienten in der Reaktionsgleichung genommen werden.

Für die Reaktion aA + bB = mM + nN hat die kinetische Gleichung des Massenwirkungsgesetzes die Form:

, (3.5)

wo ist die Reaktionsgeschwindigkeit;

k- Proportionalitätskoeffizient, Geschwindigkeitskonstante einer chemischen Reaktion genannt (bei = 1 mol/dm3 ist k numerisch gleich ); - Konzentration der an der Reaktion beteiligten Reagenzien.

Die Geschwindigkeitskonstante einer chemischen Reaktion hängt nicht von der Konzentration der Reaktanten ab, sondern wird durch die Art der Reaktanten und die Bedingungen für das Auftreten der Reaktionen (Temperatur, Vorhandensein eines Katalysators) bestimmt. Für eine bestimmte Reaktion, die unter gegebenen Bedingungen abläuft, ist die Geschwindigkeitskonstante ein konstanter Wert.

Beispiel 3 Schreiben Sie die kinetische Gleichung des Massenwirkungsgesetzes für die Reaktion auf:

2NO (g) + C12 (g) = 2NOCl (g).

Entscheidung. Gleichung (3.5) hat für eine gegebene chemische Reaktion folgende Form:

.

Bei heterogenen chemischen Reaktionen enthält die Massenwirkungsgleichung nur die Konzentrationen der Stoffe, die sich in der Gas- oder Flüssigphase befinden. Die Konzentration einer Substanz in der Festphase ist üblicherweise konstant und geht in die Geschwindigkeitskonstante ein.

Beispiel 4 Schreiben Sie die kinetische Gleichung des Massenwirkungsgesetzes für Reaktionen auf:

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

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

Entscheidung. Gleichung (3.5) für diese Reaktionen hat die folgende Form:

Da Calciumcarbonat eine feste Substanz ist, ändert sich deren Konzentration während der Reaktion nicht, d. h. in diesem Fall ist die Reaktionsgeschwindigkeit bei einer bestimmten Temperatur konstant.

Beispiel 5 Wie oft wird die Reaktionsgeschwindigkeit der Oxidation von Stickstoffmonoxid (II) mit Sauerstoff ansteigen, wenn die Konzentrationen der Reagenzien verdoppelt werden?

Entscheidung. Wir schreiben die Reaktionsgleichung:

2NO + O2= 2NO2.

Lassen Sie uns die Anfangs- und Endkonzentrationen der Reagenzien als c1(NO), cl(O2) bzw. c2(NO), c2(O2) bezeichnen. In gleicher Weise bezeichnen wir die Anfangs- und Endreaktionsgeschwindigkeiten: vt, v2. Dann erhalten wir unter Verwendung von Gleichung (3.5):

.

Durch Bedingung c2(NO) = 2c1 (NO), c2(O2) = 2c1(O2).

Wir finden v2 = k2 ×2cl(O2).

Finden Sie heraus, wie oft sich die Reaktionsgeschwindigkeit erhöht:

Antwort: 8 Mal.

Die Auswirkung des Drucks auf die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion ist am signifikantesten für Prozesse, an denen Gase beteiligt sind. Wenn sich der Druck um das n-fache ändert, nimmt das Volumen ab und die Konzentration steigt um das n-fache und umgekehrt.

Beispiel 6 Wie oft erhöht sich die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion zwischen gasförmigen Substanzen, die gemäß der Gleichung A + B \u003d C reagieren, wenn der Druck im System verdoppelt wird?

Entscheidung. Mit Gleichung (3.5) drücken wir die Reaktionsgeschwindigkeit vor Druckerhöhung aus:

.

Die kinetische Gleichung nach Erhöhung des Drucks hat die folgende Form:

.

Bei einer Druckerhöhung um den Faktor 2 verringert sich nach dem Boyle-Mariotte-Gesetz (pY = const) auch das Volumen des Gasgemisches um den Faktor 2. Daher erhöht sich die Konzentration der Substanzen um das Zweifache.

Somit ist c2(A) = 2c1(A), c2(B) = 2c1(B). Dann

Bestimmen Sie, wie oft sich die Reaktionsgeschwindigkeit mit zunehmendem Druck erhöht.

Chemische Reaktionen laufen mit unterschiedlichen Geschwindigkeiten ab: mit niedriger Geschwindigkeit - während der Bildung von Stalaktiten und Stalagmiten, mit mittlerer Geschwindigkeit - beim Kochen von Speisen, sofort - während einer Explosion. Reaktionen in wässrigen Lösungen sind sehr schnell.

Die Bestimmung der Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion sowie die Aufklärung ihrer Abhängigkeit von den Prozessbedingungen ist die Aufgabe der chemischen Kinetik - der Wissenschaft von den Gesetzmäßigkeiten des zeitlichen Ablaufs chemischer Reaktionen.

Wenn chemische Reaktionen in einem homogenen Medium ablaufen, beispielsweise in einer Lösung oder in einer Gasphase, dann findet die Wechselwirkung der reagierenden Stoffe im gesamten Volumen statt. Solche Reaktionen werden genannt homogen.

(v homog) ist definiert als die Änderung der Stoffmenge pro Zeiteinheit pro Volumeneinheit:

wobei Δn die Änderung der Molzahl einer Substanz ist (meistens die anfängliche, aber es kann auch das Reaktionsprodukt sein); Δt - Zeitintervall (s, min); V ist das Volumen des Gases oder der Lösung (l).

Da das Verhältnis von Stoffmenge zu Volumen die molare Konzentration C ist, dann

Die Geschwindigkeit einer homogenen Reaktion ist somit definiert als eine Änderung der Konzentration eines der Stoffe pro Zeiteinheit:

wenn sich die Lautstärke des Systems nicht ändert.

Wenn eine Reaktion zwischen Stoffen in unterschiedlichen Aggregatzuständen (z. B. zwischen einem Feststoff und einem Gas oder einer Flüssigkeit) oder zwischen Stoffen, die kein homogenes Medium bilden können (z. B. zwischen nicht mischbaren Flüssigkeiten), stattfindet, dann findet sie nur statt an der Kontaktfläche von Stoffen. Solche Reaktionen werden genannt heterogen.

Sie ist definiert als die Änderung der Stoffmenge pro Zeiteinheit pro Flächeneinheit.

wobei S die Kontaktfläche von Stoffen ist (m 2, cm 2).

Eine Änderung der Stoffmenge, durch die die Reaktionsgeschwindigkeit bestimmt wird, ist ein vom Forscher beobachteter externer Faktor. Tatsächlich werden alle Prozesse auf der Mikroebene durchgeführt. Offensichtlich müssen einige Teilchen, damit sie reagieren können, zuerst zusammenstoßen, und zwar effektiv: nicht um wie Kugeln in verschiedene Richtungen zu streuen, sondern so, dass die „alten Bindungen“ in den Teilchen zerstört oder geschwächt werden und „ neue „bilden können.“ und dazu müssen die Teilchen genügend Energie haben.

Die berechneten Daten zeigen, dass beispielsweise in Gasen die Kollisionen von Molekülen bei atmosphärischem Druck in die Milliarden pro Sekunde gehen, das heißt, alle Reaktionen hätten sofort ablaufen müssen. Aber das ist nicht so. Es stellt sich heraus, dass nur ein sehr kleiner Bruchteil der Moleküle die nötige Energie hat, um eine effektive Kollision zu erzeugen.

Die minimale überschüssige Energie, die ein Teilchen (oder ein Teilchenpaar) haben muss, damit es zu einer effektiven Kollision kommt, wird als bezeichnet Aktivierungsenergie Ea.

Auf dem Weg aller in die Reaktion eintretenden Teilchen gibt es also eine Energiebarriere gleich der Aktivierungsenergie E a . Wenn es klein ist, gibt es viele Partikel, die es überwinden können, und die Reaktionsgeschwindigkeit ist hoch. Andernfalls ist ein „Push“ erforderlich. Wenn Sie ein Streichholz zum Anzünden einer Spirituslampe bringen, liefern Sie zusätzliche Energie E a, die für die effektive Kollision von Alkoholmolekülen mit Sauerstoffmolekülen (Überwindung der Barriere) erforderlich ist.

Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion hängt von vielen Faktoren ab. Die wichtigsten sind: Art und Konzentration der Reaktionspartner, Druck (bei Reaktionen mit Gasen), Temperatur, Wirkungsweise von Katalysatoren und bei heterogenen Reaktionen die Oberfläche der Reaktionspartner.

Temperatur

Mit steigender Temperatur nimmt in den meisten Fällen die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion deutlich zu. Im 19. Jahrhundert Der niederländische Chemiker J. X. Van't Hoff formulierte die Regel:

Eine Temperaturerhöhung pro 10°C führt zu einer Erhöhung derReaktionsgeschwindigkeit um das 2-4-fache(Dieser Wert wird als Temperaturkoeffizient der Reaktion bezeichnet).

Mit steigender Temperatur nehmen die durchschnittliche Geschwindigkeit der Moleküle, ihre Energie und die Anzahl der Stöße leicht zu, aber der Anteil der "aktiven" Moleküle, die an effektiven Stößen teilnehmen, die die Energiebarriere der Reaktion überwinden, nimmt stark zu. Mathematisch wird diese Abhängigkeit durch die Beziehung ausgedrückt:

wobei v t 1 und v t 2 die Reaktionsgeschwindigkeiten bei der Endtemperatur t 2 bzw. der Anfangstemperatur t 1 sind und γ der Temperaturkoeffizient der Reaktionsgeschwindigkeit ist, der zeigt, wie oft die Reaktionsgeschwindigkeit mit jeder Erhöhung um 10 °C ansteigt Temperatur.

Zur Erhöhung der Reaktionsgeschwindigkeit ist jedoch eine Temperaturerhöhung nicht immer sinnvoll, da sich die Ausgangsstoffe zu zersetzen beginnen, Lösungsmittel oder die Stoffe selbst verdunsten können etc.

Endotherme und exotherme Reaktionen

Die Reaktion von Methan mit Luftsauerstoff geht bekanntermaßen mit einer großen Wärmefreisetzung einher. Daher wird es im Alltag zum Kochen, Erhitzen von Wasser und Heizen verwendet. Erdgas, das Haushalten durch Rohre zugeführt wird, besteht zu 98 % aus Methan. Auch die Reaktion von Calciumoxid (CaO) mit Wasser geht mit einer großen Wärmeabgabe einher.

Was können diese Tatsachen sagen? Wenn in den Reaktionsprodukten neue chemische Bindungen gebildet werden, mehr Energie, als erforderlich ist, um die chemischen Bindungen in den Reaktanten aufzubrechen. Überschüssige Energie wird in Form von Wärme und manchmal Licht freigesetzt.

CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O + Q (Energie (Licht, Wärme));

CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + Q (Energie (Wärme)).

Solche Reaktionen sollten leicht ablaufen (wie ein Stein leicht bergab rollt).

Reaktionen, bei denen Energie freigesetzt wird, werden genannt EXOTHERM(vom lateinischen "exo" - aus).

Beispielsweise sind viele Redoxreaktionen exotherm. Eine dieser schönen Reaktionen ist eine intramolekulare Oxidations-Reduktion, die im selben Salz auftritt - Ammoniumdichromat (NH 4) 2 Cr 2 O 7:

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d N 2 + Cr 2 O 3 + 4 H 2 O + Q (Energie).

Eine andere Sache ist der Rückschlag. Sie ähneln dem Bergaufrollen eines Steins. Aus CO 2 und Wasser kann noch kein Methan gewonnen werden, und um Branntkalk CaO aus Calciumhydroxid Ca (OH) 2 zu gewinnen, ist starkes Erhitzen erforderlich. Eine solche Reaktion tritt nur bei ständiger Energiezufuhr von außen auf:

Ca (OH) 2 \u003d CaO + H 2 O - Q (Energie (Wärme))

Dies deutet darauf hin, dass das Aufbrechen chemischer Bindungen in Ca(OH) 2 mehr Energie erfordert, als während der Bildung neuer chemischer Bindungen in CaO- und H 2 O-Molekülen freigesetzt werden kann.

Reaktionen, bei denen Energie aufgenommen wird, werden als bezeichnet ENDOTHERMISCH(von "endo" - innen).

Reaktantenkonzentration

Eine Druckänderung unter Beteiligung gasförmiger Stoffe an der Reaktion führt auch zu einer Änderung der Konzentration dieser Stoffe.

Damit eine chemische Wechselwirkung zwischen Partikeln stattfinden kann, müssen sie effektiv kollidieren. Je höher die Konzentration der Reaktanten, desto mehr Kollisionen und desto höher die Reaktionsgeschwindigkeit. Beispielsweise verbrennt Acetylen sehr schnell in reinem Sauerstoff. Dadurch entwickelt sich eine Temperatur, die ausreicht, um das Metall zu schmelzen. Auf der Grundlage einer großen Menge experimentellen Materials formulierten 1867 die Norweger K. Guldenberg und P. Waage und unabhängig von ihnen 1865 der russische Wissenschaftler N. I. Beketov das Grundgesetz der chemischen Kinetik, das die Abhängigkeit der Reaktion festlegt Rate von der Konzentration der reagierenden Substanzen.

Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion ist proportional zum Produkt der Konzentrationen der Reaktanten, die in Potenzen gleich ihren Koeffizienten in der Reaktionsgleichung genommen werden.

Dieses Gesetz wird auch genannt das Massenwirkungsgesetz.

Für die Reaktion A + B \u003d D wird dieses Gesetz wie folgt ausgedrückt:

Für die Reaktion 2A + B = D wird dieses Gesetz wie folgt ausgedrückt:

Dabei sind C A, C B die Konzentrationen der Stoffe A und B (mol/l); k 1 und k 2 - Proportionalitätskoeffizienten, die als Geschwindigkeitskonstanten der Reaktion bezeichnet werden.

Die physikalische Bedeutung der Reist nicht schwer festzustellen – sie ist numerisch gleich der Reaktionsgeschwindigkeit, bei der die Konzentrationen der Reaktanten 1 mol / l betragen oder ihr Produkt gleich eins ist. In diesem Fall ist klar, dass die Geschwindigkeitskonstante der Reaktion nur von der Temperatur und nicht von der Konzentration der Substanzen abhängt.

Gesetz der wirkenden Massen berücksichtigt nicht die Konzentration der Reaktanten im festen Zustand, da sie auf Oberflächen reagieren und ihre Konzentrationen meist konstant sind.

Beispielsweise sollte für die Verbrennungsreaktion von Kohle der Ausdruck für die Reaktionsgeschwindigkeit wie folgt geschrieben werden:

d.h. die Reaktionsgeschwindigkeit ist nur proportional zur Sauerstoffkonzentration.

Beschreibt die Reaktionsgleichung nur die chemische Gesamtreaktion, die in mehreren Stufen abläuft, so kann die Geschwindigkeit einer solchen Reaktion in komplexer Weise von den Konzentrationen der Ausgangsstoffe abhängen. Diese Abhängigkeit wird anhand des vorgeschlagenen Reaktionsmechanismus experimentell oder theoretisch bestimmt.

Die Wirkung von Katalysatoren

Durch den Einsatz spezieller Substanzen, die den Reaktionsmechanismus verändern und auf einen energetisch günstigeren Weg mit geringerer Aktivierungsenergie lenken, ist es möglich, die Reaktionsgeschwindigkeit zu erhöhen. Sie werden Katalysatoren genannt (von lateinisch katalysis - Zerstörung).

Der Katalysator fungiert als erfahrener Führer, der eine Gruppe von Touristen nicht über einen hohen Pass in den Bergen führt (die Überwindung erfordert viel Mühe und Zeit und ist nicht für jedermann zugänglich), sondern entlang der ihm bekannten Umwege, entlang derer Sie können den Berg viel einfacher und schneller überwinden.

Stimmt, auf einem Umweg kommt man nicht ganz dahin, wo der Hauptpass hinführt. Aber manchmal braucht man genau das! So funktionieren Katalysatoren, die als selektiv bezeichnet werden. Es ist klar, dass Ammoniak und Stickstoff nicht verbrannt werden müssen, aber Stickstoffmonoxid (II) findet Verwendung bei der Herstellung von Salpetersäure.

Katalysatoren- Das sind Stoffe, die an einer chemischen Reaktion teilnehmen und deren Geschwindigkeit oder Richtung ändern, aber am Ende der Reaktion quantitativ und qualitativ unverändert bleiben.

Die Änderung der Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion oder ihrer Richtung mit Hilfe eines Katalysators nennt man Katalyse. Katalysatoren sind in verschiedenen Industrien und im Transportwesen weit verbreitet (Katalysatoren, die Stickoxide in Autoabgasen in harmlosen Stickstoff umwandeln).

Es gibt zwei Arten von Katalyse.

Homogene Katalyse, bei der sich sowohl der Katalysator als auch die Reaktanden im gleichen Aggregatzustand (Phase) befinden.

heterogene Katalyse wo sich der Katalysator und die Reaktanten in unterschiedlichen Phasen befinden. Zum Beispiel die Zersetzung von Wasserstoffperoxid in Gegenwart eines festen Mangan(IV)oxid-Katalysators:

Der Katalysator selbst wird als Ergebnis der Reaktion nicht verbraucht, aber wenn andere Substanzen auf seiner Oberfläche adsorbiert werden (sie werden als katalytische Gifte bezeichnet), wird die Oberfläche funktionsunfähig und eine Katalysatorregenerierung ist erforderlich. Daher werden die Ausgangsmaterialien vor der Durchführung der katalytischen Reaktion gründlich gereinigt.

Beispielsweise wird bei der Herstellung von Schwefelsäure nach dem Kontaktverfahren ein fester Katalysator verwendet - Vanadium (V) -Oxid V 2 O 5:

Bei der Herstellung von Methanol wird ein fester „Zink-Chrom“-Katalysator verwendet (8ZnO Cr 2 O 3 x CrO 3):

Biologische Katalysatoren – Enzyme – arbeiten sehr effektiv. Chemisch gesehen sind dies Proteine. Dank ihnen laufen komplexe chemische Reaktionen in lebenden Organismen bei niedrigen Temperaturen mit hoher Geschwindigkeit ab.

Andere interessante Substanzen sind bekannt - Inhibitoren (von lat. inhibere - verzögern). Sie reagieren mit aktiven Partikeln mit hoher Geschwindigkeit, um inaktive Verbindungen zu bilden. Dadurch verlangsamt sich die Reaktion stark und stoppt dann. Hemmstoffe werden verschiedenen Stoffen oft gezielt zugesetzt, um unerwünschte Prozesse zu verhindern.

Beispielsweise werden Wasserstoffperoxidlösungen mit Inhibitoren stabilisiert.

Die Art der Reaktanten (ihre Zusammensetzung, Struktur)

Bedeutung Aktivierungsenergie ist der Faktor, durch den der Einfluss der Art der reagierenden Substanzen auf die Reaktionsgeschwindigkeit beeinflusst wird.

Wenn die Aktivierungsenergie niedrig ist (< 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.

Wenn die Aktivierungsenergie hoch ist(> 120 kJ/mol), bedeutet dies, dass nur ein vernachlässigbarer Teil der Stöße zwischen wechselwirkenden Teilchen zu einer Reaktion führt. Die Geschwindigkeit einer solchen Reaktion ist daher sehr langsam. Beispielsweise ist der Fortschritt der Ammoniaksynthesereaktion bei gewöhnlicher Temperatur fast nicht zu bemerken.

Wenn die Aktivierungsenergien chemischer Reaktionen Zwischenwerte haben (40120 kJ / mol), sind die Geschwindigkeiten solcher Reaktionen durchschnittlich. Solche Reaktionen umfassen die Wechselwirkung von Natrium mit Wasser oder Ethylalkohol, die Entfärbung von Bromwasser mit Ethylen, die Wechselwirkung von Zink mit Salzsäure usw.

Kontaktfläche der Reaktanten

Die Reaktionsgeschwindigkeit auf der Oberfläche von Stoffen, also heterogen, hängt unter sonst gleichen Bedingungen von den Eigenschaften dieser Oberfläche ab. Es ist bekannt, dass sich pulverisierte Kreide viel schneller in Salzsäure auflöst als ein Stück Kreide mit der gleichen Masse.

Die Erhöhung der Reaktionsgeschwindigkeit ist in erster Linie darauf zurückzuführen Erhöhung der Kontaktfläche der Ausgangsstoffe, sowie eine Reihe anderer Gründe, zum Beispiel eine Verletzung der Struktur des "richtigen" Kristallgitters. Dies führt dazu, dass die Partikel auf der Oberfläche der gebildeten Mikrokristalle viel reaktiver sind als die gleichen Partikel auf einer „glatten“ Oberfläche.

In der Industrie wird zur Durchführung heterogener Reaktionen eine "Wirbelschicht" zur Vergrößerung der Kontaktfläche der Edukte, der Zufuhr von Edukten und der Abfuhr von Produkten verwendet. Beispielsweise wird bei der Herstellung von Schwefelsäure mit Hilfe einer „Wirbelschicht“ Pyrit geröstet.

Referenzmaterial zum Bestehen der Prüfung:

Periodensystem

Löslichkeitstabelle

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1 Reaktionsgeschwindigkeit, ihre Abhängigkeit von verschiedenen Faktoren 1. Um die Reaktionsgeschwindigkeit zu erhöhen, ist es notwendig, den Druck zu erhöhen, Kohlenmonoxid (1v) hinzuzufügen, das System zu kühlen, Kohlenmonoxid (1v) zu entfernen 2. Die Reaktionsgeschwindigkeit von Stickstoff mit Wasserstoff hängt nicht von der Drucktemperatur des Katalysators ab, die Menge des Reaktionsproduktes 3. Die Reaktionsgeschwindigkeit von Kohlenstoff mit Sauerstoff hängt nicht von der Temperatur ab, der Gesamtdruck, der Feinheitsgrad von Kohlenstoff, die Menge des Reaktionsprodukt 4. Um die Reaktionsgeschwindigkeit H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl + Q zu verringern, ist es notwendig, die Temperatur zu senken, den Druck zu erhöhen, die Chlorwasserstoffkonzentration zu senken, die Wasserstoffkonzentration zu erhöhen 5. Um die Reaktionsgeschwindigkeit zu erhöhen, ZN 2 + N 2 \u003d 2NH 3 + Q es ist notwendig, das System zu kühlen, um den Druck zu verringern, um Ammoniak zu entfernen, um Wasserstoff hinzuzufügen 6. Die Reaktionsgeschwindigkeit von Stickstoff mit Wasserstoff ist definiert als

2 7. Die Reaktionsgeschwindigkeit von Kohlenmonoxid mit Sauerstoff ist definiert als 8. Zink (Granulat) und Sauerstoff interagieren mit der höchsten Geschwindigkeit bei Raumtemperatur Zink (Granulat) und Salzsäure Zink (Pulver) und Sauerstoff Zink (Pulver) und Salzsäure 9. Mit dem höchsten Zink und Sauerstoff reagieren bei Raumtemperatur Salzsäure und Sodalösung Natriumalkali und Aluminiumkalziumoxid und Wasser 10. Die Reaktionsgeschwindigkeit von Stickstoff mit Wasserstoff erhöht sich, wenn die Mischung über erhitztes Eisen geleitet wird, wobei Ammoniak zugesetzt wird Mischung, wodurch das Volumen des Reaktionsgefäßes 11 erhöht wird. Die Reaktionsgeschwindigkeit von Kohlenmonoxid (ii) mit Sauerstoff nimmt ab, wenn es erhitzt wird, Gase über erhitztes Platin geleitet werden, Kohlendioxid hinzugefügt wird, wodurch das Volumen des Reaktionsgefäßes 12 erhöht wird. Die Reaktionsgeschwindigkeit wird steigen, wenn Sauerstoff zu Kupfer(ii)oxid hinzugefügt wird

3 Stickstoff Ammoniak 13. Die Reaktionsgeschwindigkeit steigt, wenn Wasserstoff, Wasser, Stickstoffmonoxid (ii) Ammoniak hinzugefügt wird Zink und Salzsäure nimmt beim Mahlen von Zink beim Abkühlen der Lösung beim Verdünnen der Lösung über die Zeit 16 zu. Bei der Reaktion beträgt die Zersetzungsgeschwindigkeit 0,016 mol/(l min). Wie groß ist die Bildungsgeschwindigkeit (in mol/(L min))? 0,008 0,016 0,032 0. Bei der Reaktion beträgt die Bildungsrate 0,012 mol/(l min). Wie groß ist die Zersetzungsgeschwindigkeit (in mol/(L min))? 0,006 0,012

4 0,024 0, Die Geschwindigkeit einer Elementarreaktion hängt wie folgt von den Konzentrationen ab: 19. Die Geschwindigkeit einer Elementarreaktion hängt wie folgt von den Konzentrationen ab: 20. Beide und und interagieren mit der höchsten Geschwindigkeit bei Raumtemperatur und 21. 22 reagiert mit der höchsten Geschwindigkeit mit Wasser bei Raumtemperatur Magnesium reagiert mit der höchsten Geschwindigkeit bei Raumtemperatur mit Zink Wasser mit verdünnter Essigsäure Silbernitratlösung mit Kupfersalzsäure mit Sauerstoff

5 23. Die Reaktionsgeschwindigkeit der Zersetzung in einfache Stoffe erhöht sich unter Hinzufügung einer Druckerhöhung und Kühlung mit einer Vergrößerung des Volumens des Reaktionsgefäßes 24. Die Geschwindigkeit der Reaktion von Spaltoktan in der Gasphase steigt mit Kühlung, eine Druckerhöhung vergrößert das Volumen des Reaktionsgefäßes eine Druckverringerung erhöht das Volumen des Reaktionsgefäßes 26. Welche Aussage über Katalysatoren ist falsch? Katalysatoren nehmen an einer chemischen Reaktion teil Katalysatoren verschieben das chemische Gleichgewicht Katalysatoren verändern die Reaktionsgeschwindigkeit Katalysatoren beschleunigen sowohl die Hin- als auch die Rückreaktion Salpetersäure 28. Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion wird nicht durch Änderungen der Ammoniakkonzentration beeinflusst

6 Druck Wasserstoffkonzentration Temperatur 29. Die Reaktion zwischen Wasserstoff und Fluor Brom Jod Chlor erfolgt mit der niedrigsten Rate 30. Um die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion zu erhöhen, ist es notwendig, die Konzentration von Eisenionen zu erhöhen Eisen mahlen Temperatur reduzieren Säure reduzieren Konzentration 31. Wasserstoff reagiert mit der höchsten Geschwindigkeit mit Brom Jod Fluor Chlor 32. Bei Raumtemperatur reagiert Wasserstoff am aktivsten mit Schwefel Stickstoff Chlor Brom 33. Die Reaktionsgeschwindigkeit zwischen Eisen und Salzsäurelösung nimmt mit steigender Temperatur ab, verdünnen Sie die Säure , erhöhen Sie die Säurekonzentration, mahlen Sie Eisen 34. Um die Geschwindigkeit der Hydrolysereaktion von Ethylacetat zu erhöhen, fügen Sie Essigsäure hinzu, fügen Sie Ethanol hinzu, erhitzen Sie die Lösung, um den Druck zu erhöhen 35. Mit der höchsten Geschwindigkeit unter normalen Bedingungen interagiert Wasser mit

7 Calciumoxid Eisen Siliziumoxid (IV) Aluminium 36. Die Reaktionsgeschwindigkeit steigt mit steigender Konzentration, sinkender Temperatur, steigendem Druck, steigender Temperatur 37. Steigender Stickstoffkonzentration erhöht die Reaktionsgeschwindigkeit 38. Die Reaktionsgeschwindigkeit von Zink mit Salzsäure ist nicht abhängig von der Konzentration der Säure, Temperatur, Druck, Oberfläche der Kontaktreagenzien 39. Die Wechselwirkung zwischen 40 verläuft bei Raumtemperatur am niedrigsten.Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion erhöht sich mit der Zugabe von Phosphor und einer Erhöhung der Sauerstoffkonzentration eine Erhöhung der Konzentration von Phosphoroxid (V) eine Verringerung des aufgenommenen Sauerstoffvolumens 41. Eine Erhöhung der Reaktionsgeschwindigkeit wird erleichtert durch:

8 Zugabe von Schwefel Temperaturerhöhung 42. Die Reaktion zwischen 43 verläuft mit der höchsten Geschwindigkeit Reaktion 44 verläuft mit der höchsten Geschwindigkeit bei Raumtemperatur Um die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion zu erhöhen, ist es notwendig, die Chrommenge zu erhöhen Konzentration von Wasserstoffionen Temperatur senken Konzentration von Wasserstoff erhöhen Eisen (III) Metall Zink Metall Nickel Bariumhydroxidlösung 46. Die Geschwindigkeit der chemischen Reaktion hängt nicht von der Salzsäurekonzentration der Temperatur der Wasserstoffkonzentration dem Mahlgrad ab von Magnesium 47. Die Vergrößerung der Kontaktfläche der Reagenzien beeinflusst nicht die Reaktionsgeschwindigkeit zwischen Schwefel und Eisen, Silizium und Sauerstoff, Wasserstoff und Sauerstoff, Zink und Salzsäure

9 48. Natriumhydroxid interagiert mit der größten Geschwindigkeit mit metallischem Zinkkupfer (II) -sulfat, Salpetersäure, Eisen (II) -sulfid 49. Die Geschwindigkeit der chemischen Reaktion hängt von der aufgenommenen Phosphormenge und der Temperatur der Phosphorkonzentration ab Oxid (V), das aufgenommene Sauerstoffvolumen 50. Mit der höchsten Geschwindigkeit bei Reaktion 51 läuft bei Raumtemperatur ab Reaktion 52 läuft mit der höchsten Geschwindigkeit bei Raumtemperatur ab Eine Erhöhung der Reaktionsgeschwindigkeit wird erleichtert durch: eine Verringerung des Drucks; Konzentrationsabfall Abkühlung des Systems Temperaturanstieg

10 Chlorwasserstoff durch das Reaktionsgemisch leiten, Zinkpulver verwenden 54. Bei Raumtemperatur reagiert Kalium-Kalzium-Magnesium-Aluminium am stärksten mit Wasser 55. Um die Geschwindigkeit der Hydrolysereaktion von 1-Brompropan zu erhöhen, ist die Zugabe von Säure erforderlich , die Konzentration von 1-Brompropan senken, die Temperatur erhöhen, die Konzentration von Propanol erhöhen 56. Geschwindigkeit Die Reaktion zwischen Magnesium- und Kupfersulfatlösung hängt nicht von der Konzentration der Salztemperatur des Volumens des Reaktionsgefäßes, der Oberfläche ab Kontakt der Reagenzien

Aufgaben A20 in Chemie 1. Die Geschwindigkeit der Reaktion von Stickstoff mit Wasserstoff wird abnehmen mit 1) einer Temperatursenkung 2) einer Erhöhung der Stickstoffkonzentration 3) einem Katalysator wird verwendet 4) einer Druckerhöhung Beeinflussende Faktoren

1. Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Stoffliste zwei Stoffe aus, mit denen jeweils Eisen ohne Erwärmung reagiert. Zinkchlorid Kupfer(ii)sulfat konzentrierte Salpetersäure verdünnte Salzsäure

Test: "Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion". Getestet: Datum: Aufgabe 1 Formel zur Bestimmung der Geschwindigkeit einer homogenen Reaktion 1) 2) 3) 4) Aufgabe 2 Mathematischer Ausdruck van't Hoff-Regel 1) 2) 3) 4) Aufgabe

Aufgaben 5. Einfache und komplexe Substanzen. Anorganische Substanzen 1. Substanzen, deren Formeln und jeweils amphoteres Hydroxid und Säure sind, amphoteres Hydroxid und Salz, Base und Säure

Chemische Eigenschaften von Basen und Säuren 1. Reagiert mit einer Lösung von Kaliumhydroxid 2. Eine Lösung von Schwefelsäure reagiert mit einer Lösung 3. Eine Lösung von Schwefelsäure reagiert nicht 4. Kupfer(II)-hydroxid reagiert

Aufgaben A8 in Chemie 1. Zink reagiert mit einer Lösung Metalle reagieren mit Lösungen von Salzen weniger aktiver Metalle. Mg, Na, Ca sind aktivere Metalle als Zink, daher ist die Reaktion dieser Salze nicht möglich.

1. Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Liste zwei Oxide aus, die mit Salzsäurelösung, aber nicht mit Natronlauge reagieren. CO SO 3 CuO MgO ZnO 2. Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Liste zwei aus

"Reversible und irreversible chemische Reaktionen. Chemisches Gleichgewicht. Verschiebung des chemischen Gleichgewichts unter dem Einfluss verschiedener Faktoren.". Getestet: Datum: Aufgabe 1 Koeffizient vor der gebildeten Wasserformel

Sammlung von Aufgaben in Chemie für die 9. medizinische Klasse, zusammengestellt von Gromchenko I.A. Moskauer Bildungszentrum 109 2012 Massenanteil der gelösten Substanz. 1. 250 g Lösung enthalten 50 g Natriumchlorid. Bestimmen

2016 1. 4,2 g Lithium wurden in 250 ml Wasser gelöst, dann wurden 200 g einer 20%igen Lösung von Kupfer(ii)sulfat zugegeben. Bestimmen Sie den Massenanteil von Salz in der resultierenden Antwort. Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf, die in angegeben sind

Aufgabenkatalog Chemie 11. Klasse 1. Die elektronische Konfiguration entspricht dem Ion: 2. Die Teilchen und und und und haben die gleiche Konfiguration 3. Das Magnesium und

1. Bei der Wechselwirkung von wässrigen Lösungen und und und entsteht kein Niederschlag. 2. Bei der Wechselwirkung von wässrigen Lösungen und und und entsteht kein Niederschlag. 3. Bei der Wechselwirkung von und und und entsteht bei der Ionenaustauschreaktion Wasser

Aufgaben 9. Chemische Eigenschaften einfacher Stoffe: Metalle und Nichtmetalle 1. Eisen reagiert mit Calciumchlorid Brom Natriumoxid Natriumhydroxid 2. Chlor reagiert mit Salpetersäuresulfat

Aufgabenblock Chemie Klasse 9 1. Das Element hat drei Elektronen auf der 2. Energiestufe. Seriennummer des Elements 3 5 7 13 2. Wie viele Elektronen befinden sich in der äußeren Ebene des Elements mit der Seriennummer

Aufgaben zur Vorbereitung 1. Bei der Verbrennung von Eisen(II)-sulfid in Sauerstoff wurden 28 Liter Schwefeldioxid freigesetzt (bezogen auf Normalbedingungen). Berechne die Masse der ursprünglichen Eisenverbindung in Gramm. Antworten

Reaktionen, die die Verwandtschaft verschiedener Klassen anorganischer Substanzen bestätigen. 1. Natrium wurde mit Schwefel verschmolzen. Die entstandene Verbindung wurde mit Salzsäure behandelt, wobei das entstehende Gas vollständig mit umgesetzt wurde

THEORETISCHE GRUNDLAGEN DER CHEMIE 1. Die elektronische Konfiguration eines Edelgases hat ein Ion 1) Fe 3+ 2) Fe 2+ 3) Co 2+ 4) Ca 2+ 2. Die elektronische Konfiguration eines Edelgases hat ein Ion 1) O 2-2) S 2+ 3 ) Si 2+ 4) Br +

Die richtige Lösung von Aufgabe 31 muss vier Gleichungen enthalten, für die richtige Eingabe jeder Reaktionsgleichung gibt es 1 Punkt. Die maximale Punktzahl für diese Aufgabe beträgt 4 Punkte. Alles wahr

Code Teil 1 Teil 2 C1 C2 C3 C4 C5 C6 Ʃ Endnote Endnote (von 100 Punkten) (von 10 Punkten) Einführungsarbeit für Bewerberinnen und Bewerber der 10. FH- und HB-Klassen Entscheidung (richtige Antworten sind fett gedruckt)_

1. Welches der folgenden Elemente ist das typischste Nichtmetall? 1) Sauerstoff 2) Schwefel 3) Selen 4) Tellur 2. Welches der folgenden Elemente hat die höchste Elektronegativität? 1) Natrium

17. Muster chemischer Prozesse. Das Konzept der Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion. Faktoren, die die Änderung der Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion beeinflussen Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion ist das Verhältnis der Konzentrationsänderung

Option 1743654 1. Bestimme die Atome, bei denen zwei der angegebenen Elemente ein ungepaartes Elektron im Grundzustand haben. 2. Notieren Sie die Nummern der ausgewählten Elemente im Antwortfeld. Wählen Sie drei Artikel aus

Aufgaben B5 in Chemie 1. Ordnen Sie den Namen des Oxids den Formeln der Substanzen zu, mit denen es interagieren kann. OXIDNAME A) Kaliumoxid Kohlenmonoxid (ii) B) Chromoxid (iii) oxid

Aufgaben A19 in Chemie 1. Die Wechselwirkung von Natriumoxid mit Wasser bezieht sich auf Reaktionen 1) Verbindungen, irreversibel 2) Austausch, reversibel 3) Verbindungen, reversibel 4) Austausch, irreversibel Natriumoxid - basisch

Chemieaufgaben A9 1. Welches Oxid reagiert mit einer Lösung, aber nicht mit einer Lösung? MgO Ein basisches Oxid, da Mg ein Metall mit einer Oxidationsstufe von +2 ist. Basische Oxide reagieren mit Säuren, Säureoxiden,

1. Welche Ladung hat der Kern eines Kohlenstoffatoms? 1) 0 2) +6 3) +12 4) -1 2. Was haben die Atome 12 6C und 11 6C gemeinsam? 1) Massenzahl 2) Protonenzahl 3) Neutronenzahl 4) Radioaktive Eigenschaften

1. Welche Art von chemischer Bindung hat Bariumoxid? kovalent unpolar metallisch kovalent polar ionisch 2. Welche Art von chemischer Bindung liegt in Chlor(vii)oxid vor? kovalent polar ionisch kovalent

PRÜFUNG CHEMIE (KLASSE EXTERNAT 9) 1. Eine chemische Reaktion, die unter Bildung eines Niederschlags abläuft a) h 2 SO 4 + BaCl 2 b) HNO 3 + KOH c) HCl + CO 2 d) HCl + Ag 2. Mit welchem ​​der Stoffe a) Carbonat

Sommeraufgaben Chemie: 1. Welche chemische Menge des Stoffes CO 2 enthält so viele Sauerstoffatome wie 160 g des Stoffes SO 3 ? 2. Welche chemische Menge enthält der Stoff CH 4 ?

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Aufgaben 11. Chemische Eigenschaften von Basen. Chemische Eigenschaften von Säuren 1. Reagiert mit einer Lösung von Kaliumhydroxid 2. Eine Lösung von Schwefelsäure reagiert mit einer Lösung 3. Eine Lösung von Schwefelsäure reagiert nicht

1. Wählen Sie aus der vorgeschlagenen Liste zwei Verbindungen aus, in denen eine ionische chemische Bindung besteht. 2. Zwischen den Wasserstoffmolekülen von Methanol Toluol Methanal Methansäure wird eine Wasserstoffbrücke gebildet

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1. Welche Ladung hat der Kern eines Sauerstoffatoms? 1) 2 2) +6 3) +7 4) +8 2. Was haben die Atome 1 1H, 2 1H, 3 1H gemeinsam? 1) Massenzahl 2) Protonenzahl 3) Neutronenzahl 4) Radioaktive Eigenschaften Eingangstests

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