Substances initiales pour la préparation de gels. Matière première solide

glave 6

Cinétique chimique. Équilibre chimique.

6.1.Chimiquecinétique.

Cinétique chimique- une branche de la chimie qui étudie les vitesses et les mécanismes des processus chimiques, ainsi que leur dépendance à divers facteurs.

L'étude de la cinétique des réactions chimiques permet à la fois de déterminer les mécanismes des processus chimiques et de maîtriser les processus chimiques dans leur mise en œuvre pratique.

Tout processus chimique est la conversion de réactifs en produits de réaction :

réactifs → état de transition → produits de réaction.

Réactifs (matériel de départ) - substances qui entrent dans le processus d'interaction chimique.

Produits de réaction- les substances formées à l'issue du processus de transformation chimique. Dans les procédés réversibles, les produits de la réaction directe sont les réactifs de la réaction inverse.

Réactions irréversibles- réactions se déroulant dans les conditions données pratiquement dans un sens (notées par le signe →).

Par exemple:

CaCO 3 → CaO + CO 2

Réactions réversibles- réactions se déroulant simultanément dans deux directions opposées (notées par un signe).

État transitoire (complexe activé) est un état système chimique, qui est intermédiaire entre les matières premières (réactifs) et les produits de réaction. Dans cet état, les anciennes liaisons chimiques sont rompues et de nouvelles liaisons chimiques se forment. De plus, le complexe activé se transforme en produits de réaction.

La plupart des réactions chimiques sont complexe et se composent de plusieurs étapes, appelées réactions élémentaires .

Réaction élémentaire- un acte unique de formation ou de rupture d'une liaison chimique. L'ensemble des réactions élémentaires qui composent une réaction chimique détermine mécanisme d'une réaction chimique.

L'équation d'une réaction chimique indique généralement l'état initial du système (substances initiales) et son état final (produits de la réaction). Dans le même temps, le mécanisme réel d'une réaction chimique peut être assez complexe et inclure toute la ligne réactions élémentaires. Les réactions chimiques complexes comprennent réversible, parallèle, en série et autres réactions en plusieurs étapes (réactions en chaîne , réactions conjuguées etc.).

Si les vitesses des différentes étapes d'une réaction chimique diffèrent de manière significative, la vitesse d'une réaction complexe dans son ensemble est déterminée par la vitesse de son étape la plus lente. Cette étape (réaction élémentaire) est appelée stade limite.

Selon l'état de phase des substances réagissantes, on distingue deux types de réactions chimiques : homogène et hétérogène.

Phase est appelé une partie du système qui diffère par ses propriétés physiques et propriétés chimiques des autres parties du système et séparés d'eux par l'interface. Les systèmes constitués d'une phase sont appelés systèmes homogènes, à partir de plusieurs phases - hétérogène... Un exemple de système homogène peut être l'air, qui est un mélange de substances (azote, oxygène, etc.) dans la même phase gazeuse. Une suspension de craie (solide) dans l'eau (liquide) est un exemple de système hétérogène constitué de deux phases.

En conséquence, les réactions dans lesquelles les substances en interaction sont dans la même phase sont appelées réactions homogènes. L'interaction des substances dans de telles réactions se produit dans tout le volume de l'espace de réaction.

Les réactions hétérogènes comprennent les réactions se produisant à l'interface. Un exemple de réaction hétérogène est la réaction du zinc (phase solide) avec une solution d'acide chlorhydrique(phase liquide). Dans un système hétérogène, la réaction se produit toujours à l'interface entre deux phases, car ce n'est qu'ici que les substances réagissant dans différentes phases peuvent entrer en collision les unes avec les autres.

Réactions chimiques il est d'usage de distinguer par leur molécularité, celles. par le nombre de molécules participant à chaque acte élémentaire d'interaction ... Sur cette base, on distingue les réactions: monomoléculaires, bimoléculaires et trimoléculaires.

Monomoléculaire sont appelées réactions dans lesquelles un acte élémentaire est une transformation chimique d'une molécule , par exemple:

Bimoléculaire sont considérés réactions, un acte élémentaire dans lequel se produit lorsque deux molécules entrent en collision, par exemple:

V trimoléculaire Dans les réactions, un acte élémentaire est réalisé avec la collision simultanée de trois molécules, par exemple :

La collision de plus de trois molécules en même temps est presque incroyable, par conséquent, des réactions de poids moléculaire plus élevé ne se produisent pas dans la pratique.

Les vitesses des réactions chimiques peuvent varier considérablement. Les réactions chimiques peuvent se dérouler extrêmement lentement, pendant périodes géologiques comme les intempéries rochers, qui est la transformation des aluminosilicates :

K 2 O Al 2 O 3 6SiO 2 + CO 2 + 2H 2 O → K 2 CO 3 + 4SiO 2 + Al 2 O 3 2SiO 2 2H 2 O.

orthose - feldspath potasse quartz. sable kaolinite (argile)

Certaines réactions ont lieu presque instantanément, par exemple, l'explosion de poudre noire, qui est un mélange de charbon, de soufre et de salpêtre :

3C + S + 2KNO 3 = N 2 + 3CO 2 + K 2 S.

La vitesse d'une réaction chimique sert de mesure quantitative de l'intensité de son déroulement.

En général sous la vitesse d'une réaction chimique comprendre le nombre d'actes élémentaires de réaction se produisant dans une unité de temps dans une unité d'espace réactionnel.

Étant donné que pour les processus homogènes, l'espace de réaction est le volume du récipient de réaction, alors

pour des réactions homogènes avec la vitesse d'une réaction chimique est déterminée par la quantité d'une substance qui a réagi par unité de temps par unité de volume.

Considérant que la quantité d'une substance contenue dans un certain volume caractérise la concentration d'une substance, alors

la vitesse de réaction est une valeur qui montre la variation de la concentration molaire de l'une des substances par unité de temps.

Si, à volume et température constants, la concentration de l'un des réactifs a diminué de avec 1 à avec 2 pendant une période allant de t 1 à t 2, alors, conformément à la définition, la vitesse de réaction pour une période de temps donnée (vitesse de réaction moyenne) est égale à :

Habituellement, pour les réactions homogènes, la dimension de la vitesse V[mol / l · s].

Puisque pour les réactions hétérogènes, l'espace de réaction est surface , sur laquelle se déroule la réaction, alors pour les réactions chimiques hétérogènes, la vitesse de réaction se réfère à la surface unitaire sur laquelle se déroule la réaction. En conséquence, la vitesse moyenne d'une réaction hétérogène est :

où S C'est la surface sur laquelle la réaction a lieu.

La dimension de la vitesse pour les réactions hétérogènes est [mol / l · s · m 2].

La vitesse d'une réaction chimique dépend de plusieurs facteurs :

la nature des substances réagissantes;

concentration des réactifs;

pression (pour systèmes de gaz);

température du système;

superficie (pour les systèmes hétérogènes);

la présence d'un catalyseur dans le système et d'autres facteurs.

Puisque chaque interaction chimique est le résultat d'une collision de particules, une augmentation de la concentration (le nombre de particules dans un volume donné) conduit à des collisions plus fréquentes et, par conséquent, à une augmentation de la vitesse de réaction. La dépendance de la vitesse des réactions chimiques aux concentrations molaires des substances en réaction est décrite par la loi fondamentale de la cinétique chimique - loi des masses , qui a été formulée en 1865 par N.N.Beketov et en 1867 par K.M. Guldberg et P. Vaage.

Loi sur les actions de masse lit : la vitesse d'une réaction chimique élémentaire à température constante est directement proportionnelle au produit des concentrations molaires des réactifs en degrés égaux à leurs coefficients stoechiométriques.

L'équation exprimant la dépendance de la vitesse de réaction sur la concentration de chaque substance est appelée équation cinétique de réaction .

Il convient de noter que la loi d'action de masse n'est pleinement applicable qu'aux réactions homogènes les plus simples. Si la réaction se déroule en plusieurs étapes, alors la loi est valable pour chacune des étapes, et la vitesse d'un processus chimique complexe est déterminée par la vitesse de la réaction la plus lente, qui est stade limite l'ensemble du processus.

Dans le cas général, si une réaction élémentaire se produit simultanément T molécules de matière UNE et m molécules de matière V:

mUNE + mV = AVEC,

alors l'équation de la vitesse de réaction (équation cinétique) ressemble à:

où k- coefficient de proportionnalité, appelé constante de vitesse réaction chimique; [ UNE UNE; [B] - concentration molaire de la substance B; m et m- coefficients stoechiométriques dans l'équation de réaction.

Comprendre la signification physique de la constante de vitesse de réaction , doit être prise dans les équations ci-dessus de la concentration des réactifs [ UNE] = 1 mol / L et [ V] = 1 mol / L (ou égaliser leur produit à l'unité), puis :

Il est donc clair que constante de vitesse de réaction k est numériquement égal à la vitesse de réaction dans laquelle les concentrations de réactifs (ou leur produit dans les équations cinétiques) sont égales à l'unité.

Constante de vitesse de réaction k dépend de la nature des réactifs et de la température, mais ne dépend pas de la concentration des réactifs.

Pour les réactions hétérogènes, la concentration de la phase solide n'est pas incluse dans l'expression de la vitesse de la réaction chimique.

Par exemple, dans la réaction de synthèse du méthane :

Si la réaction se déroule en phase gazeuse, alors un changement de pression dans le système a un effet significatif sur sa vitesse, car un changement de pression en phase gazeuse entraîne un changement proportionnel de concentration. Ainsi, une augmentation de la pression conduit à une augmentation proportionnelle de la concentration, et une diminution de la pression, en conséquence, diminue la concentration du réactif gazeux.

Le changement de pression n'affecte pratiquement pas la concentration des substances liquides et solides (état condensé de la matière) et n'affecte pas la vitesse des réactions se produisant dans les phases liquide ou solide.

Des réactions chimiques sont effectuées en raison de la collision de particules de substances en réaction. Cependant, toutes les collisions de particules de réactif ne sont pas efficace , c'est à dire. conduit à la formation de produits de réaction. Seules les particules avec une énergie accrue - particules actives , sont capables de réaliser l'acte d'une réaction chimique. Avec une augmentation de la température, l'énergie cinétique des particules augmente et le nombre de particules actives augmente, par conséquent, la vitesse des processus chimiques augmente.

La dépendance de la vitesse de réaction sur la température est déterminée règle van't Hoff : lorsque la température augmente tous les 10 0 C, la vitesse de la réaction chimique augmente de deux à quatre fois.

V 1 - vitesse de réaction à la température initiale du système t 1 , V 2 - vitesse de réaction à la température finale du système t 2 ,

γ – coéfficent de température réactions (coefficient de Van't Hoff) égal à 2 4.

Connaître la valeur du coefficient de température γ permet de calculer l'évolution de la vitesse de réaction avec une augmentation de la température de T 1 à T 2. Dans ce cas, vous pouvez utiliser la formule :

De toute évidence, lorsque la température augmente dans une progression arithmétique, la vitesse de réaction augmente de façon exponentielle. L'effet de la température sur la vitesse de réaction est d'autant plus important que la valeur du coefficient de température de la réaction g est élevée.

Il convient de noter que la règle de Van't Hoff est approximative et n'est applicable que pour une estimation approximative de l'effet de petits changements de température sur la vitesse de réaction.

L'énergie nécessaire au déroulement des réactions peut être fournie par diverses influences (chaleur, lumière, électricité, rayonnement laser, plasma, rayonnement radioactif, haute pression, etc.).

Les réactions peuvent être classées en thermique, photochimique, électrochimique, radiochimique etc. Avec toutes ces influences, la proportion de molécules actives qui ont une énergie égale ou supérieure à l'énergie minimale requise pour cette interaction, E min.

Lors de la collision de molécules actives, la soi-disant complexe activé , au sein duquel se produit la redistribution des atomes.

L'énergie nécessaire pour augmenter l'énergie moyenne des molécules des substances réagissant à l'énergie du complexe activé est appelée l'énergie d'activation Ea.

L'énergie d'activation peut être considérée comme une sorte d'énergie supplémentaire que les molécules réactives doivent acquérir afin de surmonter un certain barrière énergétique ... Ainsi, E a ra dans la différence entre l'énergie moyenne des particules réagissant E réf et énergie du complexe activé E min. L'énergie d'activation est déterminée par la nature des réactifs. Sens E un varie de 0 à 400 kJ. Si la valeur E un dépasse 150 kJ, alors de telles réactions ne se produisent pratiquement pas à des températures proches de la norme.

L'évolution de l'énergie du système au cours de la réaction peut être représentée graphiquement à l'aide du diagramme énergétique suivant (Fig. 6.1).

Chemin de réaction

Riz. 6.1. Diagramme énergétique de la réaction exothermique :

E ref est l'énergie moyenne des matières premières ; E prod est l'énergie moyenne des produits de réaction ; E min - l'énergie du complexe activé; E act - énergie d'activation; ΔH p - effet thermique d'une réaction chimique

On peut voir sur le diagramme énergétique que la différence entre les valeurs de l'énergie des produits de réaction et l'énergie des substances initiales représentera l'effet thermique de la réaction.

E prod. - E réf. = Hp.

Selon équation d'Arrhénius, plus la valeur de l'énergie d'activation est grande E agir, plus la constante de vitesse de la réaction chimique k dépend de la température :

E- énergie d'activation (J/mol),

R - Constante du gaz universel,

T- température en K,

UNE- constante d'Arrhénius,

e= 2,718 est la base des logarithmes naturels.

Catalyseurs- ce sont des substances qui augmentent la vitesse d'une réaction chimique. Ils interagissent avec les réactifs pour former un composé chimique intermédiaire et sont libérés en fin de réaction. L'effet des catalyseurs sur les réactions chimiques est appelé catalyse.

Par exemple, un mélange de poudre d'aluminium et d'iode cristallin avec température ambiante ne montre aucun signe notable d'interaction, mais une goutte d'eau suffit pour provoquer une réaction violente :

Distinguer catalyse homogène (le catalyseur forme un système homogène avec les réactifs, par exemple un mélange gazeux) et hétérogène catalyse (le catalyseur et les réactifs sont dans des phases différentes et le processus catalytique a lieu à l'interface).

Pour expliquer le mécanisme de la catalyse homogène, le plus utilisé théorie des intermédiaires (proposé par le chercheur français Sabatier et développé dans les travaux du scientifique russe ND Zelinsky). Selon cette théorie, un processus lent, tel qu'une réaction :

en présence d'un catalyseur, elle se déroule rapidement, mais en deux étapes. Dans la première étape du procédé, un composé intermédiaire de l'un des réactifs avec un catalyseur est formé Un ... kat.

Première étape:

A + kat = A. ∙. kat.

Le composé résultant dans la deuxième étape forme un complexe activé avec un autre réactif [ A. .kat. ∙ .B], qui se transforme en produit final UN B avec régénération du catalyseur kat.

Deuxième étape:

A. ∙ .kat + B = = AB + kat.

L'interaction intermédiaire du catalyseur avec les réactifs oriente le processus vers une nouvelle voie, caractérisée par une barrière énergétique plus faible. Ainsi, le mécanisme d'action des catalyseurs est associé à une diminution de l'énergie d'activation de la réaction due à la formation de composés intermédiaires.

Un exemple est une réaction lente :

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 lentement.

Dans le procédé industriel nitreux de production d'acide sulfurique, l'oxyde nitrique (II) est utilisé comme catalyseur, ce qui accélère considérablement la réaction :

La catalyse hétérogène est largement utilisée dans les procédés de raffinage du pétrole. On utilise comme catalyseurs du platine, du nickel, de l'oxyde d'aluminium… L'huile végétale est hydrogénée sur un catalyseur au nickel (nickel sur terre de diatomées), etc.

Un exemple de catalyse hétérogène est l'oxydation de SO 2 en SO 3 sur un catalyseur V 2 O 5 dans la production d'acide sulfurique par la méthode de contact.

Les substances qui augmentent l'activité du catalyseur sont appelées promoteurs (ou activateurs). De plus, les promoteurs eux-mêmes peuvent ne pas posséder de propriétés catalytiques.

Poisons catalytiques - impuretés dans le mélange réactionnel entraînant une perte partielle ou totale de l'activité du catalyseur. Ainsi, des traces de phosphore et d'arsenic provoquent une perte d'activité rapide du catalyseur V 2 O 5 dans la réaction d'oxydation du SO 2 en SO 3.

De nombreux critiques fabrication de produits chimiques, telles que la production d'acide sulfurique, d'ammoniac, d'acide nitrique, de caoutchouc synthétique, de nombreux polymères, etc., sont réalisées en présence de catalyseurs.

Les réactions biochimiques des organismes végétaux et animaux sont accélérées catalyseurs biochimiques – enzymes.

Tranchant il est possible de ralentir le déroulement de processus chimiques indésirables en ajoutant des substances spéciales au milieu réactionnel - inhibiteurs. Par exemple, pour inhiber les processus indésirables de destruction par corrosion des métaux, divers inhibiteurs de corrosion des métaux .

6.1.1. Questions pour la maîtrise de soi de la connaissance de la théorie

sur le thème "Cinétique chimique"

1. Qu'étudie la cinétique chimique ?

2. Qu'entend-on généralement par le terme « réactifs » ?

3. Qu'entend-on communément par le terme « produits de réaction » ?

4. Comment les processus réversibles sont-ils désignés dans les réactions chimiques ?

5. Qu'entend-on communément par le terme « complexe activé » ?

6. Qu'est-ce qu'une réaction élémentaire ?

7. Quelles réactions sont considérées comme difficiles ?

8. Quelle étape des réactions est appelée l'étape cinétiquement limitante ?

9. Quelle est la définition du concept de « phase » ?

10. Quels systèmes sont considérés comme homogènes ?

11. Quels systèmes sont considérés comme hétérogènes ?

12. Donnez des exemples de systèmes homogènes.

13. Donnez des exemples de systèmes hétérogènes.

14. Qu'est-ce qui est considéré comme la « molécularité » d'une réaction ?

15. Que signifie l'expression « vitesse d'une réaction chimique » ?

16. Donnez des exemples de réactions rapides et lentes.

17. Que signifie l'expression « vitesse d'une réaction chimique homogène » ?

18. Que signifie l'expression « vitesse d'une réaction chimique hétérogène » ?

19. Quels facteurs déterminent la vitesse d'une réaction chimique ?

20. Formuler la loi fondamentale de la cinétique chimique.

21. Quelle est la constante de vitesse des réactions chimiques ?

22. Quels facteurs déterminent la constante de vitesse des réactions chimiques ?

23. La concentration de quelles substances n'est pas incluse dans l'équation cinétique des réactions chimiques ?

24. Comment la vitesse d'une réaction chimique dépend-elle de la pression ?

25. Comment la vitesse d'une réaction chimique dépend-elle de la température ?

26. Comment la règle Van't Hoff est-elle formulée ?

27. Qu'est-ce que le « coefficient de température d'une réaction chimique » ?

28. Donnez une définition au concept d'« énergie d'activation ».

29. Donner une définition à la notion de « catalyseur d'une réaction chimique » ?

30. Qu'est-ce que la catalyse homogène ?

31. Qu'est-ce que la catalyse hétérogène ?

32. Comment s'explique le mécanisme d'action du catalyseur en catalyse homogène ?

33. Donnez des exemples de réactions catalytiques.

34. Que sont les enzymes ?

35. Que sont les promoteurs ?

6.1.2. Exemples de résolution de tâches typiques

sur le thème "Cinétique chimique"

Exemple 1... La vitesse de réaction dépend de l'aire de la surface de contact des substances réagissantes :

1) acide sulfurique avec une solution de chlorure de baryum,

2) combustion de l'hydrogène dans le chlore,

3) acide sulfurique avec une solution d'hydroxyde de potassium,

4) combustion du fer dans l'oxygène.

La vitesse des réactions hétérogènes dépend de la superficie de la surface de contact des substances en réaction. Parmi les réactions ci-dessus, une réaction hétérogène, c'est-à-dire caractérisée par la présence de différentes phases, est la réaction de combustion du fer (phase solide) dans l'oxygène (phase gazeuse).

Réponse. 3.

Exemple 2. Comment la vitesse de réaction va-t-elle évoluer ?

2H 2 (g) + O 2 (G) = 2H 2 O (g)

quand la concentration des substances de départ double ?

Écrivons l'équation cinétique de la réaction, qui établit la dépendance de la vitesse de réaction sur la concentration des substances réagissant:

V 1 = k [H 2] 2 · [O 2].

Si la concentration des substances de départ est multipliée par 2, l'équation cinétique prendra la forme :

V 2 = k (2 [H 2]) 2 · 2 [О 2] = 8 k [H 2] 2 · [О 2], c'est-à-dire,

Avec une augmentation de la concentration des matières premières de deux fois, la vitesse de cette réaction a été multipliée par huit.

Réponse. huit.

Exemple 3. Comment la vitesse de réaction changera-t-elle si la pression totale dans le système CH 4 (G) + 2O 2 (G) = CO 2 (G) + 2H 2 O (G) est réduite de 5 fois ?

Conformément à l'équation cinétique de la réaction, la vitesse de cette réaction sera déterminée par :

V 1 = k[CH 4] · [O 2] 2.

Lorsque la pression diminue cinq fois, la concentration de chacune des substances gazeuses diminue également cinq fois. L'équation cinétique de la réaction dans ces conditions sera la suivante :

il peut être déterminé que la vitesse de réaction a diminué 125 fois.

Réponse. 125.

Exemple 4. Comment la vitesse de réaction, caractérisée par un coefficient de température de réaction égal à 3, évoluera-t-elle si la température dans le système est passée de 20 à 60°C ?

Solution. Selon la règle de Van't Hoff

Avec une augmentation de la température de 40 0 ​​​​С, la vitesse de cette réaction a augmenté 81 fois

Réponse. 81.

6.1.3. Questions et exercices d'autoformation

Taux de réaction chimique

1. Selon l'état physique des substances qui réagissent, les réactions chimiques sont divisées en :

1) exothermique et endothermique,

2) réversible et irréversible,

3) catalytique et non catalytique,

4) homogène et hétérogène.

2. Indiquer le nombre ou la somme des nombres conventionnels sous lesquels sont données les réactions homogènes :

3. Indiquez le nombre ou la somme des nombres conditionnels, sous lesquels les expressions sont données, à l'aide desquelles vous pouvez calculer la vitesse d'une réaction homogène:

4. L'unité de mesure de la vitesse d'une réaction homogène peut être :

1) mol / L s,

3) mol/l

4) l / mol s.

5. Indiquez le nombre ou la somme des nombres conditionnels, sous lesquels se trouvent les expressions justes. Au cours d'une réaction homogène

UNE + 2B® 2 C + ré:

1) concentration UNE et V diminuer

2) concentration AVEC augmente plus vite que la concentration ré,

4) concentration V diminue plus vite que la concentration UNE,

8) la vitesse de réaction reste constante.

6. Sous quel numéro figure la ligne qui reflète correctement le changement dans le temps de la concentration de la substance formée dans la réaction :

7. Changement dans le temps de la concentration de la substance de départ dans la réaction se déroulant jusqu'à la fin, droit décrit la courbe :

9. Indiquer le nombre ou la somme des nombres conventionnels sous lesquels sont données les réactions dont la vitesse ne dépend pas sur quelle substance est-il calculé ?

10. Indiquer le nombre ou la somme des nombres conventionnels, sous lesquels sont indiqués les facteurs influençant la vitesse de réaction :

1) la nature des substances réagissantes,

2) la concentration des réactifs,

4) la température du système réactionnel,

8) la présence d'un catalyseur dans le système réactionnel.

11. La loi fondamentale de la cinétique chimique établit la dépendance de la vitesse de réaction sur :

1) la température des substances réagissantes,

2) la concentration des réactifs,

3) la nature des substances réagissantes,

4) le temps de réaction.

12. Indiquez le nombre ou la quantité de nombres conditionnels sous lesquels les affirmations correctes sont données. Cinétique chimique:

1) section de physique,

2) étudie la vitesse d'une réaction chimique,

4) utilise la loi d'action de masse,

8) étudie la dépendance de la vitesse des réactions aux conditions de leur apparition.

13. Ya.Kh. Van't Hoff :

1) premier lauréat prix Nobel en chimie,

2) étudié la dépendance de la vitesse de réaction sur la température,

4) étudié la dépendance de la vitesse de réaction sur la concentration des substances,

8) a formulé la loi des masses au travail.

14. Dans les mêmes conditions, la réaction se déroule plus rapidement :

1) Ca + H 2 O ®

3) Mg + H 2 O ®

4) Zn + H 2 O ®

15. Le taux de dégagement d'hydrogène est le plus élevé dans la réaction :

1) Zn + HCl (solution à 5%) ®

2) Zn + l (10% r – r) ®

3) Zn + HCl (solution à 15 %) ®

4) Zn + HCl (solution à 30%) ®

16. Concentration du réactif n'affecte pas sur la vitesse de réaction, si cette substance est prise en compte dans la réaction :

1) état solide,

2) état gazeux,

3) état dissous.

17. Calculez la vitesse de réaction moyenne A + B = C (mol / L × s), si vous savez que la concentration initiale de A était de 0,8 mol / L et qu'au bout de 10 secondes elle est devenue 0,6 mol / L.

1) 0,2, 2) 0,01, 3) 0,1, 4) 0,02.

18. Combien de mol / L la concentration des substances A et B dans la réaction UNE + 2B® 3 C, s'il est connu que pendant le même temps la concentration AVEC augmenté de 4,5 mol/l?

ré AVEC UN D AVEC B

19. Calculez la vitesse de réaction moyenne de 2CO + O 2 ® 2CO 2 (mol / L × s) si la concentration initiale de CO est connue pour être de 0,60 mol / L et après 10 secondes elle devient 0,15 mol / L. De combien de mol/L la concentration de CO 2 a-t-elle changé au cours de cette période de temps ?

3) 0,045; 0,045,

20. De combien de degrés le système doit-il être chauffé pour que la vitesse de réaction y augmente de 2 à 4 fois ?

1) 150, 2) 10, 3) 200, 4) 50.

21. La vitesse de réaction à 20°C est de 0,2 mol/L × s. Déterminer la vitesse de réaction à 60°C (mol/L × s) si le coefficient de température de la vitesse de réaction est de 3.

1) 16,2, 2) 32,4, 3) 8,1, 4) 4,05.

22. Dépendance empirique de la vitesse de réaction sur la température droit reflète l'équation :

23. La vitesse de réaction à 20°C est de 0,08 mol/l × s. Calculer la vitesse de réaction à 0°C (mol/L × s) si le coefficient de température de la vitesse de réaction est de 2.

1) 0,16, 2) 0,04, 3) 0,02, 4) 0,002.

24. Combien de fois la vitesse de réaction augmentera-t-elle lorsque la température augmente de 40 ° C, si le coefficient de température de la vitesse de réaction est égal à 3 ?

1) 64, 2) 243, 3) 81, 4) 27.

25. De combien de degrés la température doit-elle être augmentée pour que la vitesse de réaction augmente 64 fois si le coefficient de température de la vitesse de réaction est de 4 ?

1) 60, 2) 81, 3) 27, 4) 30.

26. Calculez le coefficient de température de la vitesse de réaction si l'on sait que lorsque la température augmente de 50 °C, la vitesse de réaction augmente 32 fois.

1) 3, 2) 2, 3) 4, 4) 2,5.

27. La raison de l'augmentation de la vitesse de réaction avec l'augmentation de la température est une augmentation de :

1) la vitesse de déplacement des molécules,

2) le nombre de collisions entre molécules,

3) la proportion de molécules actives,

4) la stabilité des molécules des produits de réaction.

28. Indiquer le nombre ou la somme des nombres conditionnels sous lesquels sont données les réactions pour lesquelles MnO 2 est un catalyseur :

1) 2KClO 3 ® 2KCl + 3O 2,

2) 2Al + 3I 2 ® 2AlI 3,

4) 2H 2 O 2 ® 2H 2 O + O 2,

8) 2SO 2 + O 2 ® 2SO 3.

29. Indiquez le nombre ou la quantité de nombres conditionnels sous lesquels les bonnes réponses sont données. A l'aide de réactions catalytiques dans l'industrie, on obtient :

1) acide chlorhydrique,

2) acide sulfurique,

4) ammoniac,

8) acide nitrique.

30. Indiquez le nombre ou la quantité de nombres conditionnels sous lesquels les bonnes réponses sont données. Catalyseur:

1) participe à la réaction,

2) utilisé uniquement à l'état solide,

4) n'est pas consommé pendant la réaction,

8) contient nécessairement un atome de métal dans sa composition.

31. Indiquez le nombre ou la quantité de nombres conditionnels sous lesquels les bonnes réponses sont données. Les éléments suivants sont utilisés comme catalyseurs :

32. Les substances qui réduisent l'activité du catalyseur sont appelées :

1) promoteurs,

2) régénérateurs,

3) inhibiteurs,

4) poisons catalytiques.

33. Catalytique n'est pas réaction:

1) (C 6 H 10 O 5) m + m H 2 O ® m C 6 H 12 O 6,

cellulose

2) 2SO 2 + O 2 ® 2SO 3,

3) 3H 2 + N 2 ® 2NH 3,

4) NH 3 + HCl ® NH 4 Cl.

34. Sous quel numéro l'équation de la catalyse homogène est-elle donnée :

35. Le mécanisme d'action du catalyseur reflète correctement l'énoncé. Catalyseur:

1) en augmentant l'énergie cinétique des particules initiales, le nombre de leurs collisions augmente,

2) forme des composés intermédiaires avec les substances initiales, qui sont facilement convertis en substances finales,

3) sans interagir avec les substances initiales, dirige la réaction le long d'un nouveau chemin,

4) en diminuant l'énergie cinétique des particules initiales, le nombre de leurs collisions augmente.

36. Le rôle d'un promoteur dans une réaction catalytique est qu'il :

1) réduit l'activité du catalyseur,

2) augmente l'activité du catalyseur,

3) mène la réaction dans la direction souhaitée,

4) protège le catalyseur des poisons catalytiques.

37. Enzymes :

1) catalyseurs biologiques,

2) sont de nature protéique,

4) ne diffèrent pas dans la spécificité de l'action,

8) accélérer les processus biochimiques dans les organismes vivants.

38. La réaction est hétérogène :

39. Indiquez le nombre ou la quantité de nombres conditionnels sous lesquels les bonnes réponses sont données. Pour augmenter la vitesse de combustion du charbon : С + O 2 ® СО 2, il faut :

1) augmenter la concentration en O 2,

2) augmenter la concentration de charbon,

4) broyer le charbon,

8) augmenter la concentration de dioxyde de carbone.

40. Si le réactif A est pris dans la réaction : A t + X gas ® à l'état solide, alors la vitesse de réaction est influencée par :

1) concentration A,

2) l'aire de la surface de contact A avec X,

4) masse molaire UNE,

8) la concentration de la substance X.

41. La dimension de la vitesse d'une réaction hétérogène est :

1) mol / L, 2) mol / cm 3 × s,

3) mol / L × s 4) mol / cm 2 × s.

42. Indiquez le nombre ou la quantité de nombres conditionnels sous lesquels les bonnes réponses sont données. Le principe du lit fluidisé est utilisé :

1) d'augmenter la surface de contact des réactifs,

2) lors de la cuisson de la pyrite,

4) lors du craquage catalytique de produits pétroliers,

8) pour régénérer l'activité du catalyseur.

43. Le plus petit

1) Na + H 2 O ® 2) Ca + H 2 O ®

3) K + H 2 O ® 4) Mg + H 2 O ®

44. Le graphique montre les diagrammes énergétiques de la décomposition non catalytique et catalytique de l'iodure d'hydrogène. L'évolution de l'énergie d'activation reflète le segment de l'énergie :

1) b, 2) c, 3) ré, 4) b–c.

45. Le meilleur l'énergie d'activation a une réaction décrite par le schéma :

1) AgNO 3 + KCl ® AgCl + KNO 3,

2) BaCl 2 + K 2 SO 4 ® BaSO 4 + 2 KCl,

3) 2Na + 2H 2 O ® 2NaOH + 2H 2,

6.2. Équilibre chimique.

Avec des réactions chimiques presque irréversibles :

CaCl 2 + 2AgNO 3 = Ca (NO 3) 2 + 2AgCl , etc.

De nombreux processus sont connus lorsque la transformation chimique n'atteint pas la fin, mais un mélange d'équilibre de tous les participants et produits de réaction apparaît, qui sont à la fois dans les côtés gauche et droit de l'équation de réaction stoechiométrique. Ainsi, dans des conditions standard, le système est réversible :

Considérons les caractéristiques du déroulement des processus réversibles à partir de l'exemple d'un système qui, en vue générale, a la forme :

A condition que les réactions aller → et retour ← se déroulent en une seule étape, selon la loi des masses effectives, les valeurs des vitesses pour l'aller ( V droit) et en arrière ( V obr) les réactions sont décrites par les équations cinétiques suivantes :

où k droit et k obr - constantes de vitesse, respectivement, des réactions directes et inverses.

Au moment initial (voir Fig. 6.2), les concentrations des substances de départ [A] et [B], et donc la vitesse de la réaction directe, ont une valeur maximale. La concentration des produits de réaction [C] et [D] et la vitesse de la réaction inverse à l'instant initial sont égales à zéro. Au cours de la réaction, les concentrations des substances de départ diminuent, ce qui entraîne une diminution de la vitesse de la réaction directe. Les concentrations des produits de réaction et, par conséquent, la vitesse de la réaction inverse augmentent. Enfin, vient un moment où les vitesses des réactions directes et inverses deviennent égales.

L'état du système dans lequel V droit = V arr appelé équilibre chimique. Cet équilibre est dynamique , puisqu'il y a une réaction à double sens dans le système - dans l'avant ( UNE et B- réactifs, C et ré- produits) et vice versa ( UNE et B- produits, C et ré- réactifs).

V arr.

Temps de réaction

Riz. 6.2. Dépendance des taux de réactions directes et inverses

à partir du moment de leur cours.

Dans un système réversible en équilibre, les concentrations de tous les participants au processus sont appelées concentrations à l'équilibre, car dans ce cas, les réactions directes et inverses se déroulent constamment et à la même vitesse.

La caractéristique quantitative de l'équilibre chimique peut être dérivée en utilisant le équations cinétiques :

Puisque les constantes de vitesse des réactions à température fixe sont constantes, le rapport

appelé constante d'équilibre chimique. Égaliser le côté droit équations cinétiques pour les réactions en avant et en arrière, vous pouvez obtenir :

où Kp- constante d'équilibre chimique, exprimée en termes de concentrations d'équilibre des participants à la réaction.

La constante d'équilibre chimique est le rapport du produit des concentrations d'équilibre des produits de réaction sur le produit des concentrations d'équilibre des substances de départ en puissances de leurs coefficients stoechiométriques.

Par exemple, pour une réaction réversible

l'expression de la constante d'équilibre a la forme :

Si deux phases ou plus sont impliquées dans le processus de transformation chimique, alors l'expression de la constante d'équilibre ne doit prendre en compte que celles d'entre elles dans lesquelles se produisent des changements dans les concentrations de réactifs. Par exemple, dans l'expression de la constante d'équilibre pour le système

le nombre total de moles de substances gazeuses avant et après la réaction reste constant et la pression dans le système ne change pas. L'équilibre dans ce système ne se déplace pas lorsque la pression change.

L'effet du changement de température sur le changement d'équilibre chimique.

Dans chaque réaction réversible, l'une des directions correspond à un processus exothermique, et l'autre à un processus endothermique. Ainsi, dans la réaction de synthèse de l'ammoniac, la réaction directe est exothermique et la réaction inverse est endothermique.

1) les concentrations de H 2, N 2 et NH 3 ne changent pas dans le temps,

3) le nombre de molécules de NH 3 en décomposition par unité de temps est égal à la moitié du nombre total de molécules de H 2 et N 2 formées pendant ce temps,

4) le nombre total de molécules H 2 et N 2 qui sont converties par unité de temps en NH 3 est égal au nombre de molécules NH 3 formées pendant le même temps.

49. Indiquez le nombre ou la quantité de nombres conditionnels sous lesquels les bonnes réponses sont données. L'équilibre chimique dans le système : 2SO 2 + O 2 2SO 3 ˂0 violera :

1) diminution de la pression dans le système,

2) chauffage,

4) une augmentation de la concentration en oxygène.

50. Indiquez le nombre ou la quantité de nombres conditionnels sous lesquels les bonnes réponses sont données. Pour déplacer l'équilibre dans le système N 2 + 3H 2 2NH 3 ˂0 vers la gauche, il faut :

1) introduire H 2 dans le système,

2) éliminer le NH 3 du système,

4) augmenter la pression,

8) augmenter la température.

51. Pour déplacer l'équilibre de la réaction 2SO 2 + O 2 2SO 3 ∆Н ˂0 vers la droite, il faut :

1) chauffer le système,

2) introduire O 2 dans le système,

4) introduire du SO 3 dans le système,

8) réduire la pression dans le système.

52. Règle (principe) de Le Chatelier ne correspond pas déclaration:

1) une augmentation de la température déplace l'équilibre vers une réaction endothermique ;

2) l'abaissement de la température déplace l'équilibre vers une réaction exothermique ;

3) une augmentation de pression déplace l'équilibre vers une réaction conduisant à une augmentation de volume ;

N 2 + O 2 H ˂ 0,2H 2 O (vapeur), 2NH 3 cat. 3H2 + N2. B,

2) k 1h = k 2 2 ,

67. La constante d'équilibre ( Kp) affecte :

1) pression,

2) température,

3) concentration,

4) catalyseur.

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Substances initiales : carbonate de sodium (carbate de sodium) anhydre pour analyse spectrale, MRTU 6 - 09 - 6170 - 69, qualité réactif et orthoacide phosphorique, GOST 6552 - 58, qualité réactif.

Substances initiales : nitrate de baryum (nitrate de baryum), GOST 51468 - 72, tech.

Le matériau de départ a été synthétisé par carboxyméthylation de M-p-hydroxyéthyléthylènediamine et déshydratation ultérieure par distillation azéotropique avec du xylène ou du toluène. Pour la polymérisation, le monomère est mis en suspension dans du dioxa-pas avec de l'eau, bouilli pendant 5 - 10 heures avec condenseur à reflux puis nettoyé.

Les substances de départ utilisées dans l'analyse volumétrique pour déterminer la normalité des solutions et établir leurs titres seront indiquées lors de l'examen des différentes méthodes d'analyse.

Changement moléculaire | Modifications de la composition du groupe des résidus de craquage lors du processus de cokéfaction d'un mélange d'huiles paraffiniques de Grozny depuis le début de la décomposition destructive (365 C jusqu'à la formation du gâteau de coke (430 C).

Le matériau de départ A est capable d'être converti de deux ou plusieurs manières indépendantes, ce qui conduit à la formation de produits identiques ou différents.

Les matières premières (phosphore et oxygène) sont électriquement neutres. L'atome de phosphore, donnant cinq électrons, devient un ion chargé positivement (P 5); le phosphore est oxydé et est un agent réducteur. L'atome d'oxygène, prenant deux électrons, se transforme en un ion chargé négativement (O-2) ; l'oxygène est réduit et est un agent oxydant.

Les substances et processus initiaux doivent être adaptés à l'auto-organisation, sont stables grâce aux systèmes retours d'expérience qui, à son tour, est une structure dynamique.

Les matières premières qui forment la base de la molécule du produit final sont appelées matières premières principales. Ces matières premières sont principalement des hydrocarbures aromatiques : benzène, toluène, naphtalène, ainsi que du phénol et des crésols. Ces substances sont contenues dans les produits du traitement du charbon - gaz de cokerie et goudron de houille.

Les matières premières utilisées pour obtenir un produit intermédiaire ou un colorant organique, mais ne constituant pas la base de sa molécule, sont appelées matières premières auxiliaires.

Le matériau de départ pour la production d'acide de cendre est le naphtalène.

La substance de départ est pesée et, après avoir déterminé la solubilité à partir des données tabulaires, la quantité approximative d'eau nécessaire à sa dissolution est calculée. La substance est placée dans un verre, une fiole conique ou une tasse en porcelaine et de l'eau chauffée à une certaine température y est versée.

La matière première est placée dans une nacelle en porcelaine ou en quartz/, qui est insérée dans le réacteur 2 (tube en porcelaine ou en quartz) et chauffée dans un courant d'hydrogène à la température requise. Les extrémités du tube sont fermées avec des bouchons en caoutchouc ou en liège, dans lesquels un tube est inséré à partir d'une extrémité, fournissant de l'hydrogène, et de l'autre, un tube qui élimine la vapeur d'eau et l'hydrogène n'ayant pas réagi. L'étanchéité de l'installation est pré-vérifiée. Pour ce faire, l'extrémité du tube de sortie de gaz est immergée de 4 à 5 cm dans l'eau et de l'hydrogène est traversé.

Les substances initiales (oxydes), ainsi que le réacteur (creuset) doivent d'abord être séchés à 150 - 200 C. Après cela, les oxydes sont broyés en poudre et séparés sur un tamis des particules non broyées.

Les substances de départ sont pesées conformément à l'équation de réaction sur une balance analytique et leur mélange est broyé pendant 15 à 20 minutes dans un mortier de porcelaine ou d'agate. Ensuite, le mélange est versé dans un creuset ou un bateau en porcelaine et enflammé.

À ce moment-là, l'équilibre s'est établi, c'est-à-dire que la vitesse de la réaction directe (A + 2B = B) est devenue égale à la vitesse de l'inverse (B = A + 2B). On sait que la concentration à l'équilibre de la substance A est de 0,12 mol / litre, de l'élément B - 0,24 mol / litre et de la substance C - 0,432 mol / litre. Il est nécessaire de déterminer les concentrations initiales de A et B.

Étudiez le schéma d'interaction chimique. Il en résulte qu'une mole (de l'élément B) a été formée à partir d'une mole de substance A et de deux moles de substance B. priant l'élément B.

Vous connaissez les concentrations d'équilibre des matières premières : [A] = 0,12 mol/litre, [B] = 0,24 mol/litre. En ajoutant à ces valeurs celles qui ont été consommées lors de la réaction, vous obtiendrez les valeurs des concentrations initiales : [A] 0 = 0,12 + 0,432 = 0,552 mol/litre ; [B] 0 = 0,24 + 0,864 = 1,104 mol/litre.

Vous pouvez également déterminer les concentrations initiales de substances en utilisant la constante d'équilibre (Кр) - le rapport des concentrations d'équilibre de la réaction au produit des concentrations d'équilibre des substances de départ. La constante d'équilibre est calculée par la formule : Кр = [C] n [D] m / ([A] 0x [B] 0y), où [C] et [D] sont les concentrations d'équilibre des produits de réaction C et D ; n, m - leurs coefficients. En conséquence, [A] 0, [B] 0 - concentrations d'équilibre des éléments entrant dans; x, y - leurs coefficients.

Connaissant le schéma exact de la réaction en cours, l'équilibre concentration d'au moins un produit et substance de départ, ainsi que la valeur de la constante d'équilibre, les conditions de ce problème peuvent s'écrire sous la forme d'un système de deux équations à deux inconnues.

Astuce 2: Comment déterminer le prix d'équilibre et le volume d'équilibre

Nous savons tous quel est le marché. Chacun de nous fait des achats tous les jours. Des plus petits - acheter un billet dans le bus, aux plus gros - acheter des maisons, des appartements, louer des terrains. Quelle que soit la structure du marché : marchandise, stock - tous ses mécanismes internes sont essentiellement les mêmes, mais nécessitent néanmoins attention particulière, puisqu'une personne ne peut se passer relations de marché.

Instructions

Pour trouver un équilibre le prix et le volume d'équilibre, un certain nombre de facteurs doivent être déterminés. Tels que le montant de la demande et le montant de l'offre. Ce sont ces mécanismes de marché qui affectent l'équilibre. Il existe également diverses structures de marché : monopole, oligopole et concurrence. Sur les marchés de monopole et d'oligopole, calculez l'équilibre le prix et le volume ne suit pas. En fait, il n'y a pas d'équilibre là-dedans. L'entreprise monopoliste établit elle-même le prix et le volume de production. Il y a plusieurs entreprises dans un oligopole, s'unissant dans un cartel de la même manière que les monopoles contrôlent ces facteurs. Mais en compétition, tout se passe selon la règle de la « Main invisible » (par l'offre et la demande).

La demande est le besoin d'un client pour un produit ou un service. Il est inversement proportionnel au prix et donc la courbe de demande a une pente négative sur le graphique. En d'autres termes, l'acheteur souhaite toujours acheter un plus grand volume de produits à un prix inférieur.

Le nombre de biens et services que les vendeurs sont prêts à mettre sur le marché est une offre. Contrairement à la demande, elle est directement proportionnelle au prix et a une pente positive sur le graphique. En d'autres termes, les vendeurs ont tendance à vendre plus d'articles à un prix plus élevé.

C'est le point d'intersection de l'offre et de la demande sur le graphique qui est interprété comme l'équilibre. Quelle demande et quelle offre dans les problèmes sont décrits par des fonctions dans lesquelles il y a deux variables. L'un d'eux est le prix, l'autre est le volume de production. Par exemple : P = 16 + 9Q (P - prix, Q - volume). Pour trouver un équilibre le prix deux fonctions doivent être assimilées - l'offre et la demande. Ayant trouvé un équilibre le prix, vous devez le substituer dans l'une des formules et calculer Q, c'est-à-dire le volume d'équilibre. Ce principe fonctionne en sens inverse : d'abord, le volume est calculé, puis le prix.

Exemple : Il est nécessaire de déterminer l'équilibre le prix et le volume d'équilibre, si l'on sait que la quantité de demande et d'offre est décrite par les fonctions : 3P = 10 + 2Q et P = 8Q-1, respectivement.
Solution:
1) 10 + 2Q = 8Q-1
2) 2Q-8Q = -1-10
3) -6Q = -9
4) Q = 1,5 (c'est le volume d'équilibre)
5) 3P = 10 + 2 * 1,5
6) 3P = 13
7) P = 4,333
Prêt.

Au cours des réactions, certaines substances se transforment en d'autres, tout en modifiant leur composition. Ainsi, « l'original concentration" - c'est concentration substances avant le début d'une réaction chimique, c'est-à-dire leur transformation en d'autres substances. Bien entendu, cette transformation s'accompagne d'une diminution de leur nombre. En conséquence, diminuer et concentration substances de départ, jusqu'à des valeurs nulles - si la réaction s'est poursuivie jusqu'à la fin, elle est irréversible et les composants ont été pris en quantités équivalentes.

Instructions

Supposons que vous soyez confronté à la tâche suivante. Un certain a eu lieu, au cours duquel les premiers, pris comme A et B, se sont transformés en produits, par exemple, conditionnellement C et G. C'est-à-dire que la réaction s'est déroulée selon le schéma suivant: A + B = C + G. À une concentration de substance B égale à 0,05 mol / l et de substance G à 0,02 mol / l, un certain équilibre chimique a été établi. Nécessaire

Pour la formation d'un complexe actif, il est nécessaire de surmonter une barrière énergétique en dépensant de l'énergie E A. Cette énergie est énergie d'activation - une certaine énergie excédentaire, par rapport à l'énergie moyenne à une température donnée, que les molécules doivent avoir pour que leurs collisions soient efficaces.

Dans le cas général, pour la réaction chimique A + B = C + D, le passage des substances initiales A et B aux produits de réaction C et D par l'état du complexe actif A + B = A¼B = C + D peut être représentés schématiquement sous forme de diagrammes énergétiques (Fig. 6.2 ).

L'énergie d'activation E A est l'un des principaux paramètres qui caractérise la vitesse d'interaction chimique. Cela dépend de la nature des réactifs. Plus il y a de EA, plus la vitesse de réaction est faible (toutes choses étant égales par ailleurs). Au fur et à mesure que la température augmente, le nombre d'espèces actives augmente fortement, ce qui entraîne une forte augmentation de la vitesse de réaction.

Habituellement, les réactions entre substances ayant de fortes liaisons covalentes sont caractérisées par de grandes valeurs de А et se déroulent lentement, par exemple :

De faibles valeurs de Е А et des taux très élevés sont caractéristiques des interactions ioniques dans les solutions électrolytiques. Par exemple:

Ca +2 + SO = CaSO 4.

Cela s'explique par le fait que les ions chargés de manière opposée sont attirés les uns vers les autres et qu'aucune énergie n'est requise pour vaincre les forces de répulsion des particules en interaction.

Effet du catalyseur

La modification de la vitesse de réaction sous l'influence de petits additifs de substances spéciales, dont la quantité ne change pas au cours du processus, est appelée catalyse.

Les substances qui modifient la vitesse d'une réaction chimique sont appelées catalyseurs(substances qui modifient la vitesse des processus chimiques dans les organismes vivants - enzymes). Le catalyseur n'est pas consommé dans les réactions et n'est pas inclus dans les produits finaux.

Les réactions chimiques qui ont lieu en présence d'un catalyseur sont appelées catalytiques. Distinguer entre la catalyse positive - en présence d'un catalyseur, la vitesse d'une réaction chimique augmente - et la catalyse négative (inhibition) - en présence d'un catalyseur (inhibiteur), la vitesse d'une réaction chimique ralentit.

1. Oxydation du dioxyde de soufre en présence d'un catalyseur au platine :

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 - catalyse positive.

2. Ralentir la formation de chlorure d'hydrogène en présence d'oxygène :

H 2 + Cl 2 = 2HCl - catalyse négative.

Distinguer: a) catalyse homogène - les réactifs et le catalyseur forment un système monophasique ; b) catalyse hétérogène - les réactifs et le catalyseur forment un système de phases différentes.

Le mécanisme d'action du catalyseur. Le mécanisme d'action des catalyseurs positifs se réduit à une diminution de l'énergie d'activation de la réaction. Dans ce cas, un complexe actif avec un niveau d'énergie inférieur est formé et la vitesse de la réaction chimique est considérablement augmentée. En figue. 6.3 montre le diagramme énergétique de la réaction chimique se déroulant en l'absence (1) et en présence (2) d'un catalyseur.

Si une réaction lente A + B = AB est effectuée en présence du catalyseur K, alors le catalyseur entre en interaction chimique avec l'un des matériaux de départ, formant un composé intermédiaire fragile : A + K = AK.

L'énergie d'activation de ce processus est faible. L'AK intermédiaire est réactif, il réagit avec une autre matière première, tandis que le catalyseur se libère et quitte la zone réactionnelle :

AK + B = AB + K.

En résumant les deux processus, nous obtenons l'équation d'une réaction qui se déroule rapidement : A + B + (K) = AB + (K).

Exemple. Oxydation du dioxyde de soufre avec la participation du catalyseur NO : 2SO 2 + O 2 = 2SO 3 - réaction lente ;

Avec l'introduction du catalyseur - NO - un composé intermédiaire se forme : 2NO + O 2 = 2NO 2.

En catalyse hétérogène, l'action d'accélération est associée à l'adsorption. Adsorption - le phénomène d'absorption de gaz, vapeurs, solutés par la surface solide... La surface du catalyseur n'est pas uniforme. Il y a des centres dits actifs dessus, sur lesquels se produit l'adsorption des réactifs, ce qui augmente leur concentration.

Il existe également des substances qui renforcent l'effet du catalyseur, bien qu'elles ne soient pas elles-mêmes des catalyseurs. Ces substances sont appelées promoteurs.

ÉQUILIBRE CHIMIQUE

2. Substances initiales et méthodes expérimentales

2.1. Les matières premières et leur analyse

Le phosphore, le fluor et le lithium ont été introduits sous forme de dihydrogénophosphate d'ammonium séché à 100°C, de fluorure et de carbonate de lithium séchés à 200°C. L'oxyde de nickel réactif (gris, non stoechiométrique) a été calciné à 900°C pour le convertir en NiO stoechiométrique vert. De l'oxyde de cobalt réactif (+2) a été utilisé non calciné (il a été vérifié par analyse de phase aux rayons X qu'il s'agit bien de CoO et non de Co 3 O 4 ). Pour l'introduction des métaux de transition, d'autres réactifs ont également été testés : les carbonates de cobalt et de manganèse, l'acétate de nickel et les oxalates de manganèse et de fer (+2) précipités à partir de solutions aqueuses. Pour réaliser cette partie des expériences, nous avons pris des sels solubles : sulfate de fer (+2) et chlorure de manganèse (+2), les avons dissous dans de l'eau distillée chaude, et y avons versé une solution chaude d'oxalate d'ammonium. Après refroidissement, les précipités ont été filtrés sur un entonnoir Buchner, lavés avec de l'eau distillée jusqu'à élimination des ions sulfate ou chlorure, et séchés à température ambiante pendant plusieurs jours.

Il n'est pas certain que ces carbonates, oxalates et acétates correspondent exactement aux formules idéales : lors du stockage, perte ou gain d'eau, hydrolyse, oxydation sont possibles. Il était donc nécessaire de les analyser. Pour cela, trois échantillons parallèles de chacun des produits de départ ont été calcinés à poids constant et pesés sous forme d'oxydes. La température de calcination a été choisie sur la base des données de la littérature sur la stabilité des formes pondérales : pour obtenir Fe 2 O 3 , NiO - 900°C, pour obtenir Co 3 O 4 et Mn 2 O 3 - 750°C.

2.2. Réaliser des synthèses

Lorsque le fluorure de lithium est chauffé avec du dihydrogénophosphate d'ammonium, la volatilisation du fluorure d'hydrogène est possible. Par conséquent, il n'est guère possible d'effectuer la synthèse en une seule étape. Tout d'abord, vous devez obtenir du LiMPO 4, et ce n'est qu'après une élimination complète de l'eau que du fluorure de lithium peut être ajouté.

Ainsi, deux étapes peuvent être distinguées.

(1) 2NH 4 H 2 PO 4 + Li 2 CO 3 + 2MO ® 2 LiMPO 4 + 2NH 3 + CO 2 + 2H 2 O.

Ici MO est soit un oxyde (NiO, CoO) soit un composé qui se décompose en oxyde.

(2) LiMPO 4 + LiF ® Li 2 MPO 4 F

Des échantillons de substances ont été mélangés et broyés dans un mortier de jaspe jusqu'à une masse homogène complète, puis des comprimés ont été pressés, maintenus à une température de 150-170 ° C pendant 2 heures pour éliminer la plupart des composants volatils (si immédiatement chauffés à plus hautes températures, puis la fusion se produit et l'homogénéité du comprimé est violée). Ensuite, la température a été progressivement augmentée, en broyant périodiquement le mélange, jusqu'à ce que du LiMPO 4 pratiquement pur soit obtenu. La cuisson a été effectuée soit dans un four à moufle, soit sous atmosphère inerte dans un four tubulaire.

En raison de l'absence de gaz inertes dans les bouteilles, il était nécessaire d'obtenir de l'azote en chauffant solution aqueuse chlorure d'ammonium et nitrite de baryum. Le ballon, dans lequel s'est déroulée la réaction principale de production d'azote (réaction exothermique, léger échauffement), a été relié à deux lavages avec une solution sulfate de dichromate de potassium pour piéger les éventuelles impuretés d'ammoniac et d'oxyde d'azote, puis il y a eu une incandescence tube avec des granules de cuivre poreux pour le nettoyage de l'oxygène et des oxydes d'azote, puis avec du gel de silice pour un séchage grossier et deux bouteilles de lavage avec de l'acide sulfurique concentré pour une capture plus complète de la vapeur d'eau. Ces rondelles étaient reliées à un tube dans lequel des mélanges de substances étaient comprimés dans des nacelles en nickel. Tout d'abord, un volume triple d'azote a été passé à travers l'installation pour éliminer l'air, et alors seulement le chauffage a été démarré. Après la fin de la cuisson, les échantillons ont été refroidis dans un courant d'azote afin d'éviter l'oxydation par l'air.

Les produits ont été vérifiés par analyse de diffraction des rayons X et ont procédé à la deuxième étape d'expériences, pour cela les comprimés obtenus ont été broyés avec une quantité calculée de fluorure de lithium et, après pressage, continué la cuisson soit dans un four à moufle, soit dans un inerte. atmosphère dans un four tubulaire selon la technologie déjà envisagée. Pour assurer une liaison plus complète du phosphate, du fluorure de lithium a été introduit en excès de 5 %. Cet excès n'est que de 0,7 masse. % du mélange et est moins importante que l'impureté du phosphate n'ayant pas réagi.

2.3. radiographie

L'analyse de phase aux rayons X a été réalisée sur un diffractomètre DRON-2.0 en rayonnement Ka du cuivre. Ce rayonnement est peu adapté aux composés dans lesquels sont présents du fer et surtout du cobalt, car il est fortement absorbé par les atomes de ces éléments et excite leur propre rayonnement X. En conséquence, les maxima de diffraction sont affaiblis et le bruit de fond augmente fortement. Par conséquent, la sensibilité de l'analyse de phase diminue, le nombre de réflexions observées diminue et la précision de leur mesure se dégrade en raison de fortes fluctuations d'intensité. Pour surmonter ces difficultés, il faudrait utiliser un tube à rayons X avec une anode différente, par exemple du cobalt (mais alors les mêmes problèmes avec les composés du manganèse se poseraient) ou installer un monochromateur sur un faisceau diffracté. Mais nous n'avons pas eu une telle opportunité, par conséquent, pour réduire les erreurs statistiques, l'enquête sur le composé de cobalt a dû être répétée plusieurs fois.

L'analyse de phase a utilisé la base de données de diffraction de poudre PDF-2.