Ķīmiskās reakcijas ātrums ir vienāds ar vielas daudzuma izmaiņām laika vienībā reakcijas telpas vienībā Atkarībā no ķīmiskās reakcijas veida (homogēna vai neviendabīga) mainās reakcijas telpas raksturs. Par reakcijas telpu parasti sauc zonu, kurā lokalizējas ķīmiskais process: tilpums (V), laukums (S).
Homogēnu reakciju reakcijas telpa ir tilpums, kas piepildīts ar reaģentiem. Tā kā vielas daudzuma attiecību pret tilpuma vienību sauc par koncentrāciju (c), homogēnas reakcijas ātrums ir vienāds ar izejvielu vai reakcijas produktu koncentrācijas izmaiņām laika gaitā. Atšķiriet vidējo un momentāno reakcijas ātrumu.
Vidējais reakcijas ātrums ir:
kur c2 un c1 ir sākotnējo vielu koncentrācijas brīžos t2 un t1.
Mīnusa zīme "-" šajā izteiksmē tiek likta, meklējot ātrumu caur reaģentu koncentrācijas izmaiņām (šajā gadījumā Dс< 0, так как со временем концентрации реагентов уменьшаются); концентрации продуктов со временем нарастают, и в этом случае используется знак плюс «+».
Reakcijas ātrums noteiktā laika momentā vai momentānais (patiesais) reakcijas ātrums v ir vienāds ar:
Reakcijas ātrumam SI ir mērvienība [mol×m-3×s-1], tiek izmantotas arī citas daudzuma vienības [mol×l-1×s-1], [mol×cm-3×s-1] , [mol × cm –3 × min-1].
Neviendabīgas ķīmiskās reakcijas ātrums v sauc reaģenta daudzuma (Dn) izmaiņas laika vienībā (Dt) uz fāzes atdalīšanas laukuma vienību (S), un to nosaka pēc formulas:
vai izmantojot atvasinājumu:
Neviendabīgas reakcijas ātruma mērvienība ir mol/m2 s.
1. piemērs. Hloru un ūdeņradi sajauc traukā. Maisījums tika uzkarsēts. Pēc 5 sekundēm hlorūdeņraža koncentrācija traukā kļuva vienāda ar 0,05 mol/dm3. Noteikt vidējo sālsskābes veidošanās ātrumu (mol/dm3 s).
Lēmums. Nosakām hlorūdeņraža koncentrācijas izmaiņas traukā 5 s pēc reakcijas sākuma:
kur c2, c1 - HCl galīgā un sākotnējā molārā koncentrācija.
Dc (HCl) \u003d 0,05 - 0 \u003d 0,05 mol / dm3.
Aprēķina vidējo ūdeņraža hlorīda veidošanās ātrumu, izmantojot vienādojumu (3.1):
Atbilde: 7 \u003d 0,01 mol / dm3 × s.
2. piemērs Tvertnē ar tilpumu 3 dm3 notiek šāda reakcija:
C2H2 + 2H2®C2H6.
Sākotnējā ūdeņraža masa ir 1 g. Pēc 2 s pēc reakcijas sākuma ūdeņraža masa kļūst par 0,4 g Nosaka vidējo C2H6 veidošanās ātrumu (mol / dm "× s).
Lēmums. Reakcijā iesaistītā ūdeņraža masa (mpror (H2)) ir vienāda ar starpību starp ūdeņraža sākotnējo masu (mref (H2)) un nereaģējušā ūdeņraža galīgo masu (tk (H2)):
tpror (H2) \u003d tis (H2) - mk (H2); tpror (H2) \u003d 1-0,4 \u003d 0,6 g.
Aprēķināsim ūdeņraža daudzumu:
= 0,3 mol.
Mēs nosakām izveidotā C2H6 daudzumu:
Saskaņā ar vienādojumu: no 2 mol H2 veidojas ® 1 mols C2H6;
Atbilstoši nosacījumam: no 0,3 mol H2 veidojas ® x mol C2H6.
n(С2Н6) = 0,15 mol.
Mēs aprēķinām izveidotā С2Н6 koncentrāciju:
Mēs atrodam C2H6 koncentrācijas izmaiņas:
0,05-0 = 0,05 mol/dm3. Mēs aprēķinām vidējo C2H6 veidošanās ātrumu, izmantojot vienādojumu (3.1):
Atbilde: \u003d 0,025 mol / dm3 × s.
Faktori, kas ietekmē ķīmiskās reakcijas ātrumu . Ķīmiskās reakcijas ātrumu nosaka šādi galvenie faktori:
1) reaģējošo vielu raksturs (aktivācijas enerģija);
2) reaģējošo vielu koncentrācija (masas iedarbības likums);
3) temperatūra (van't Hoff noteikums);
4) katalizatoru klātbūtne (aktivācijas enerģija);
5) spiediens (reakcijas ar gāzēm);
6) slīpēšanas pakāpe (reakcijas, kas notiek ar cietvielu piedalīšanos);
7) starojuma veids (redzams, UV, IR, rentgens).
Ķīmiskās reakcijas ātruma atkarību no koncentrācijas izsaka ķīmiskās kinētikas pamatlikums - masas iedarbības likums.
Darbojošo masu likums . 1865. gadā profesors N. N. Beketovs pirmo reizi izteica hipotēzi par kvantitatīvajām attiecībām starp reaģentu masām un reakcijas laiku: "... pievilcība ir proporcionāla darbojošo masu reizinājumam." Šī hipotēze tika apstiprināta masu darbības likumā, kuru 1867. gadā izveidoja divi norvēģu ķīmiķi K. M. Guldbergs un P. Vāge. Mūsdienu masu darbības likuma formulējums ir šāds: nemainīgā temperatūrā ķīmiskās reakcijas ātrums ir tieši proporcionāls reaģentu koncentrāciju reizinājumam, kas ir vienāds ar stehiometriskajiem koeficientiem reakcijas vienādojumā.
Reakcijai aA + bB = mM + nN masas iedarbības likuma kinētiskajam vienādojumam ir šāda forma:
, (3.5)
kur ir reakcijas ātrums;
k- proporcionalitātes koeficients, ko sauc par ķīmiskās reakcijas ātruma konstanti (pie = 1 mol/dm3 k ir skaitliski vienāds ar ); - reakcijā iesaistīto reaģentu koncentrācija.
Ķīmiskās reakcijas ātruma konstante nav atkarīga no reaģentu koncentrācijas, bet to nosaka reaģentu raksturs un reakciju norises apstākļi (temperatūra, katalizatora klātbūtne). Konkrētai reakcijai, kas notiek noteiktos apstākļos, ātruma konstante ir nemainīga vērtība.
3. piemērs Uzrakstiet reakcijas masas iedarbības likuma kinētisko vienādojumu:
2NO (g) + C12 (g) = 2NOCl (g).
Lēmums. Vienādojumam (3.5) noteiktai ķīmiskajai reakcijai ir šāda forma:
.
Par neviendabīgu ķīmiskās reakcijas masas iedarbības likuma vienādojums ietver tikai to vielu koncentrācijas, kas atrodas gāzes vai šķidrā fāzē. Vielas koncentrācija cietajā fāzē parasti ir nemainīga un tiek iekļauta ātruma konstantē.
4. piemērs Uzrakstiet masu darbības likuma kinētisko vienādojumu reakcijām:
a) 4Fe(t) + 3O2(g) = 2Fe2O3(t);
b) CaCO3 (t) \u003d CaO (t) + CO2 (g).
Lēmums. Šo reakciju vienādojumam (3.5.) būs šāda forma:
Tā kā kalcija karbonāts ir cieta viela, kuras koncentrācija reakcijas laikā nemainās, t.i., šajā gadījumā reakcijas ātrums noteiktā temperatūrā ir nemainīgs.
5. piemērs Cik reizes palielināsies slāpekļa oksīda (II) oksidēšanās reakcijas ātrums ar skābekli, ja reaģentu koncentrācija tiek dubultota?
Lēmums. Mēs rakstām reakcijas vienādojumu:
2NO + O2= 2NO2.
Apzīmēsim reaģentu sākotnējo un beigu koncentrāciju attiecīgi kā c1(NO), cl(O2) un c2(NO), c2(O2). Tādā pašā veidā mēs apzīmējam sākotnējo un galīgo reakcijas ātrumu: vt, v2. Tad, izmantojot vienādojumu (3.5), iegūstam:
.
Pēc nosacījuma c2(NO) = 2c1 (NO), c2(O2) = 2c1(O2).
Mēs atrodam v2 =k2 × 2cl(O2).
Atrodiet, cik reizes palielināsies reakcijas ātrums:
Atbilde: 8 reizes.
Spiediena ietekme uz ķīmiskās reakcijas ātrumu ir visnozīmīgākā procesiem, kuros iesaistītas gāzes. Kad spiediens mainās n reizes, tilpums samazinās un koncentrācija palielinās n reizes un otrādi.
6. piemērs Cik reizes palielināsies ķīmiskās reakcijas ātrums starp gāzveida vielām, kas reaģē saskaņā ar vienādojumu A + B \u003d C, ja spiediens sistēmā tiek dubultots?
Lēmums. Izmantojot vienādojumu (3.5), mēs izsakām reakcijas ātrumu pirms spiediena palielināšanas:
.
Kinētiskajam vienādojumam pēc spiediena palielināšanas būs šāda forma:
.
Palielinoties spiedienam par 2, gāzu maisījuma tilpums saskaņā ar Boila-Mariota likumu (pY = const) arī samazināsies 2 reizes. Līdz ar to vielu koncentrācija palielināsies 2 reizes.
Tādējādi c2(A) = 2c1(A), c2(B) = 2c1(B). Tad
Nosakiet, cik reizes reakcijas ātrums palielināsies, palielinoties spiedienam.
Ķīmiskās reakcijas notiek dažādos ātrumos: ar mazu ātrumu - stalaktītu un stalagmītu veidošanās laikā, ar vidējo ātrumu - gatavojot ēdienu, uzreiz - sprādziena laikā. Reakcijas ūdens šķīdumos ir ļoti ātras.
Ķīmiskās reakcijas ātruma noteikšana, kā arī tās atkarības no procesa apstākļiem noskaidrošana ir ķīmiskās kinētikas - zinātnes par likumiem, kas regulē ķīmisko reakciju norisi laikā - uzdevums.
Ja ķīmiskās reakcijas notiek viendabīgā vidē, piemēram, šķīdumā vai gāzes fāzē, tad reaģējošo vielu mijiedarbība notiek visā tilpumā. Šādas reakcijas sauc viendabīgs.
(v homog) ir definēts kā izmaiņas vielas daudzumā laika vienībā uz tilpuma vienību:
kur Δn ir vienas vielas molu skaita izmaiņas (visbiežāk sākotnējā, bet tas var būt arī reakcijas produkts); Δt - laika intervāls (s, min); V ir gāzes vai šķīduma tilpums (l).
Tā kā vielas daudzuma un tilpuma attiecība ir molārā koncentrācija C, tad
Tādējādi homogēnas reakcijas ātrumu definē kā vienas vielas koncentrācijas izmaiņas laika vienībā:
ja sistēmas skaļums nemainās.
Ja reakcija notiek starp vielām dažādos agregācijas stāvokļos (piemēram, starp cietu vielu un gāzi vai šķidrumu), vai starp vielām, kas nespēj veidot viendabīgu vidi (piemēram, starp nesajaucošiem šķidrumiem), tad tā notiek tikai uz vielu saskares virsmas. Šādas reakcijas sauc neviendabīgs.
To definē kā izmaiņas vielas daudzumā laika vienībā uz virsmas vienību.
kur S ir vielu saskares virsmas laukums (m 2, cm 2).
Vielas daudzuma izmaiņas, ar kurām nosaka reakcijas ātrumu, ir pētnieka novērots ārējs faktors. Faktiski visi procesi tiek veikti mikrolīmenī. Acīmredzot, lai dažas daļiņas reaģētu, tām vispirms ir jāsaduras un jāsaskaras efektīvi: nevis lai izkliedētos kā bumbiņas dažādos virzienos, bet tā, ka daļiņās tiek iznīcinātas vai vājinātas “vecās saites” un “ var veidoties jaunas. ”, un tam daļiņām jābūt ar pietiekamu enerģiju.
Aprēķinātie dati liecina, ka, piemēram, gāzēs molekulu sadursmes pie atmosfēras spiediena ir miljardos sekundē, tas ir, visām reakcijām vajadzēja noritēt uzreiz. Bet tā nav. Izrādās, ka tikai ļoti nelielai molekulu daļai ir nepieciešamā enerģija, lai radītu efektīvu sadursmi.
Minimālo enerģijas pārpalikumu, kam jābūt daļiņai (vai daļiņu pārim), lai notiktu efektīva sadursme, sauc. aktivizācijas enerģija Ea.
Tādējādi ceļā uz visām daļiņām, kas nonāk reakcijā, ir enerģijas barjera, kas vienāda ar aktivācijas enerģiju E a . Ja tas ir mazs, tajā ir daudz daļiņu, kas to var pārvarēt, un reakcijas ātrums ir augsts. Pretējā gadījumā ir nepieciešams "spiediens". Ienesot sērkociņu, lai aizdedzinātu spirta lampu, jūs piešķirat papildu enerģiju E a , kas nepieciešama efektīvai alkohola molekulu sadursmei ar skābekļa molekulām (barjeras pārvarēšanai).
Ķīmiskās reakcijas ātrums ir atkarīgs no daudziem faktoriem. Galvenās no tām ir: reaģentu raksturs un koncentrācija, spiediens (reakcijās ar gāzēm), temperatūra, katalizatoru darbība un reaģentu virsma neviendabīgu reakciju gadījumā.
Temperatūra
Paaugstinoties temperatūrai, vairumā gadījumu ķīmiskās reakcijas ātrums ievērojami palielinās. 19. gadsimtā Holandiešu ķīmiķis J. X. Van't Hoff formulēja noteikumu:
Temperatūras paaugstināšanās par katriem 10 ° C izraisa temperatūras paaugstināšanosreakcijas ātrums 2-4 reizes(šo vērtību sauc par reakcijas temperatūras koeficientu).
Paaugstinoties temperatūrai, nedaudz palielinās molekulu vidējais ātrums, to enerģija un sadursmju skaits, bet krasi palielinās "aktīvo" molekulu īpatsvars, kas piedalās efektīvās sadursmēs, kas pārvar reakcijas enerģētisko barjeru. Matemātiski šo atkarību izsaka ar attiecību:
kur v t 1 un v t 2 ir reakcijas ātrums attiecīgi beigu t 2 un sākotnējā t 1 temperatūrā, un γ ir reakcijas ātruma temperatūras koeficients, kas parāda, cik reizes reakcijas ātrums palielinās ar katru 10 ° C pieaugumu temperatūra.
Tomēr, lai palielinātu reakcijas ātrumu, temperatūras paaugstināšana ne vienmēr ir piemērota, jo izejvielas var sākt sadalīties, šķīdinātāji vai pašas vielas var iztvaikot utt.
Endotermiskas un eksotermiskas reakcijas
Ir zināms, ka metāna reakciju ar atmosfēras skābekli pavada liela siltuma daudzuma izdalīšanās. Tāpēc to izmanto ikdienas dzīvē ēdiena gatavošanai, ūdens sildīšanai un apkurei. Dabasgāze, kas mājām tiek piegādāta pa caurulēm, ir 98% metāna. Kalcija oksīda (CaO) reakciju ar ūdeni pavada arī liela siltuma daudzuma izdalīšanās.
Ko šie fakti var pateikt? Kad reakcijas produktos veidojas jaunas ķīmiskās saites, vairāk enerģijas, nekā nepieciešams, lai pārrautu ķīmiskās saites reaģentos. Liekā enerģija tiek atbrīvota siltuma un dažreiz gaismas veidā.
CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O + Q (enerģija (gaisma, siltums));
CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + Q (enerģija (siltums)).
Šādām reakcijām vajadzētu noritēt viegli (kā akmens viegli ripo lejup).
Tiek sauktas reakcijas, kurās tiek atbrīvota enerģija EXTERMIC(no latīņu valodas "exo" — ārā).
Piemēram, daudzas redoksreakcijas ir eksotermiskas. Viena no šīm skaistajām reakcijām ir intramolekulāra oksidēšanās-reducēšanās, kas notiek tajā pašā sālī - amonija dihromātā (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 (enerģija).
Cita lieta ir pretreakcija. Tie ir līdzīgi akmens ripināšanai kalnā. Joprojām nav iespējams iegūt metānu no CO 2 un ūdens, un ir nepieciešama spēcīga karsēšana, lai iegūtu dzēstu kaļķu CaO no kalcija hidroksīda Ca (OH) 2. Šāda reakcija notiek tikai ar pastāvīgu enerģijas pieplūdumu no ārpuses:
Ca (OH) 2 \u003d CaO + H 2 O - Q (enerģija (siltums))
Tas liecina, ka ķīmisko saišu pārraušanai Ca(OH) 2 ir nepieciešams vairāk enerģijas, nekā var izdalīties, veidojot jaunas ķīmiskās saites CaO un H 2 O molekulās.
Tiek sauktas reakcijas, kurās tiek absorbēta enerģija ENDTERMISKA(no "endo" - iekšā).
Reaģenta koncentrācija
Spiediena maiņa ar gāzveida vielu piedalīšanos reakcijā izraisa arī šo vielu koncentrācijas izmaiņas.
Lai starp daļiņām notiktu ķīmiska mijiedarbība, tām ir efektīvi jāsaduras. Jo lielāka ir reaģentu koncentrācija, jo vairāk sadursmju un attiecīgi lielāks reakcijas ātrums. Piemēram, acetilēns ļoti ātri sadeg tīrā skābeklī. Tas attīsta temperatūru, kas ir pietiekama, lai izkausētu metālu. Pamatojoties uz lielu eksperimentālo materiālu daudzumu, 1867. gadā norvēģi K. Guldenbergs un P. Vāge, un neatkarīgi no viņiem 1865. gadā krievu zinātnieks N. I. Beketovs formulēja ķīmiskās kinētikas pamatlikumu, kas nosaka reakcijas atkarību. reaģējošo vielu koncentrācijas ātrums.
Ķīmiskās reakcijas ātrums ir proporcionāls reaģentu koncentrāciju reizinājumam, kas ir vienāds ar to koeficientiem reakcijas vienādojumā.
Šo likumu arī sauc masu darbības likums.
Reakcijai A + B \u003d D šis likums tiks izteikts šādi:
Reakcijai 2A + B = D šo likumu izsaka šādi:
Šeit C A, C B ir vielu A un B koncentrācijas (mol / l); k 1 un k 2 - proporcionalitātes koeficienti, ko sauc par reakcijas ātruma konstantēm.
Reakcijas ātruma konstantes fizikālo nozīmi ir viegli noteikt - tā ir skaitliski vienāda ar reakcijas ātrumu, kurā reaģentu koncentrācija ir 1 mol / l vai to produkts ir vienāds ar vienu. Šajā gadījumā ir skaidrs, ka reakcijas ātruma konstante ir atkarīga tikai no temperatūras un nav atkarīga no vielu koncentrācijas.
Darbojošo masu likums neņem vērā reaģentu koncentrāciju cietā stāvoklī, jo tie reaģē uz virsmām un to koncentrācija parasti ir nemainīga.
Piemēram, ogļu sadegšanas reakcijai reakcijas ātruma izteiksme jāraksta šādi:
i., reakcijas ātrums ir tikai proporcionāls skābekļa koncentrācijai.
Ja reakcijas vienādojums apraksta tikai kopējo ķīmisko reakciju, kas notiek vairākos posmos, tad šādas reakcijas ātrums var kompleksi būt atkarīgs no izejvielu koncentrācijām. Šo atkarību nosaka eksperimentāli vai teorētiski, pamatojoties uz piedāvāto reakcijas mehānismu.
Katalizatoru darbība
Reakcijas ātrumu iespējams palielināt, izmantojot īpašas vielas, kas maina reakcijas mehānismu un virza to pa enerģētiski labvēlīgāku ceļu ar mazāku aktivācijas enerģiju. Tos sauc par katalizatoriem (no latīņu katalysis — iznīcināšana).
Katalizators darbojas kā pieredzējis gids, virzot tūristu grupu nevis pa augstu pāreju kalnos (tās pārvarēšana prasa daudz pūļu un laika un nav pieejama visiem), bet gan pa viņam zināmiem apkārtceļiem, pa kuriem jūs varat pārvarēt kalnu daudz vieglāk un ātrāk.
Tiesa, apvedceļā var nokļūt ne gluži tur, kur ved galvenā piespēle. Bet dažreiz tas ir tieši tas, kas jums nepieciešams! Šādi darbojas katalizatori, kurus sauc par selektīviem. Skaidrs, ka nav nepieciešams dedzināt amonjaku un slāpekli, bet slāpekļa oksīds (II) tiek izmantots slāpekļskābes ražošanā.
Katalizatori- Tās ir vielas, kas piedalās ķīmiskā reakcijā un maina tās ātrumu vai virzienu, bet reakcijas beigās kvantitatīvi un kvalitatīvi paliek nemainīgas.
Ķīmiskās reakcijas ātruma vai tās virziena maiņu ar katalizatora palīdzību sauc par katalīzi. Katalizatorus plaši izmanto dažādās nozarēs un transportā (katalītiskie neitralizatori, kas pārvērš automašīnu izplūdes gāzēs esošos slāpekļa oksīdus nekaitīgā slāpeklī).
Ir divu veidu katalīze.
viendabīga katalīze, kurā gan katalizators, gan reaģenti atrodas vienā agregācijas stāvoklī (fāzē).
neviendabīga katalīze kur katalizators un reaģenti atrodas dažādās fāzēs. Piemēram, ūdeņraža peroksīda sadalīšanās cieta mangāna (IV) oksīda katalizatora klātbūtnē:
Pats katalizators reakcijas rezultātā netiek patērēts, bet, ja uz tā virsmas tiek adsorbētas citas vielas (tās sauc par katalītiskajām indēm), tad virsma kļūst nederīga, un ir nepieciešama katalizatora reģenerācija. Tāpēc pirms katalītiskās reakcijas izejvielas tiek rūpīgi attīrītas.
Piemēram, sērskābes ražošanā ar kontakta metodi tiek izmantots ciets katalizators - vanādija (V) oksīds V 2 O 5:
Metanola ražošanā tiek izmantots ciets "cinka-hroma" katalizators (8ZnO Cr 2 O 3 x CrO 3):
Ļoti efektīvi darbojas bioloģiskie katalizatori – fermenti. Ķīmiski tie ir olbaltumvielas. Pateicoties tiem, sarežģītas ķīmiskās reakcijas dzīvajos organismos notiek ar lielu ātrumu zemā temperatūrā.
Ir zināmas arī citas interesantas vielas – inhibitori (no latīņu valodas inhibere – aizkavēt). Tie lielā ātrumā reaģē ar aktīvām daļiņām, veidojot neaktīvus savienojumus. Tā rezultātā reakcija strauji palēninās un pēc tam apstājas. Inhibitori bieži tiek īpaši pievienoti dažādām vielām, lai novērstu nevēlamus procesus.
Piemēram, ūdeņraža peroksīda šķīdumus stabilizē ar inhibitoriem.
Reaģentu raksturs (to sastāvs, struktūra)
Nozīme aktivizācijas enerģija ir faktors, ar kuru tiek ietekmēta reaģējošo vielu rakstura ietekme uz reakcijas ātrumu.
Ja aktivizācijas enerģija ir zema (< 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.
Ja aktivizācijas enerģija ir augsta(> 120 kJ/mol), tas nozīmē, ka tikai niecīga daļa no sadursmēm starp mijiedarbīgām daļiņām izraisa reakciju. Tāpēc šādas reakcijas ātrums ir ļoti lēns. Piemēram, amonjaka sintēzes reakcijas gaitu parastā temperatūrā ir gandrīz neiespējami pamanīt.
Ja ķīmisko reakciju aktivācijas enerģijām ir vidējas vērtības (40120 kJ/mol), tad šādu reakciju ātrumi būs vidēji. Šādas reakcijas ietver nātrija mijiedarbību ar ūdeni vai etilspirtu, broma ūdens atkrāsošanu ar etilēnu, cinka mijiedarbību ar sālsskābi utt.
Reaģentu saskares virsma
Reakciju ātrums, kas notiek uz vielu virsmas, t.i., neviendabīgas, ir atkarīgs no šīs virsmas īpašībām, ja citas lietas ir vienādas. Ir zināms, ka pulverveida krīts sālsskābē izšķīst daudz ātrāk nekā vienādas masas krīta gabals.
Reakcijas ātruma palielināšanās galvenokārt ir saistīta ar izejvielu saskares virsmas palielināšanās, kā arī vairāki citi iemesli, piemēram, "pareizā" kristāla režģa struktūras pārkāpums. Tas noved pie tā, ka daļiņas uz izveidoto mikrokristālu virsmas ir daudz reaktīvākas nekā tās pašas daļiņas uz “gludas” virsmas.
Rūpniecībā, lai veiktu neviendabīgas reakcijas, reaģentu kontaktvirsmas palielināšanai, izejmateriālu padevei un produktu izņemšanai izmanto “šķiedru slāni”. Piemēram, sērskābes ražošanā ar "šķiedras slāņa" palīdzību tiek grauzdēts pirīts.
Atsauces materiāls ieskaites nokārtošanai:
periodiskā tabula
Šķīdības tabula
Ķīmiskās reakcijas notiek dažādos ātrumos. Dažas no tām pilnībā beidzas nelielās sekundes daļās, citas – minūtēs, stundās, dienās. Turklāt tā pati reakcija noteiktos apstākļos var noritēt ātri, piemēram, paaugstinātā temperatūrā, un lēni citos, piemēram, atdzesējot; šajā gadījumā vienas un tās pašas reakcijas ātruma atšķirība var būt ļoti liela.
Apsverot reakcijas ātrumu, ir jānošķir reakcijas, kas notiek viendabīga sistēma un reakcijas, kas notiek neviendabīga sistēma.
Fāze ir sistēmas daļa, kas ar interfeisu atdalīta no citām tās daļām .
Par viendabīgu sistēmu sauc sistēmu, kas sastāv no vienas fāzes (ja reakcija norit viendabīgā sistēmā, tad tā notiek visā šīs sistēmas tilpumā):
H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl
Heterogēna - sistēma, kas sastāv no vairākām fāzēm (ja reakcija notiek starp vielām, kas veido neviendabīgu sistēmu, tad tā var notikt tikai to fāžu saskarnē, kas veido sistēmu):
Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2
Reakcija notiek tikai uz metāla virsmas, jo tikai šeit abi reaģenti saskaras viens ar otru. Šajā sakarā viendabīgas reakcijas ātrums un neviendabīgas reakcijas ātrums tiek noteikts atšķirīgi.
Jebkura gāzveida sistēma, piemēram, slāpekļa un skābekļa maisījums, var kalpot par viendabīgas sistēmas piemēru. Vēl viens viendabīgas sistēmas piemērs ir vairāku vielu šķīdums viens šķīdinātājs, piemēram, nātrija hlorīda, magnija sulfāta, slāpekļa un skābekļa šķīdums ūdenī. Neviendabīgu sistēmu piemēri ir šādas sistēmas: ūdens ar ledu, piesātināts šķīdums ar nogulsnēm, ogles un sērs gaisā. Pēdējā gadījumā sistēma sastāv no trim fāzēm: divām cietajām fāzēm un vienas gāzes.
Viendabīgas reakcijas ātrums ir reaģentu vai reakcijas produktu molārās koncentrācijas izmaiņu attiecība pret laika vienību:
V=∆C⁄∆t=∆n⁄(V∙∆t)
n ir vielas daudzums.
Neviendabīgas reakcijas ātrums ir izmaiņas vielas daudzumā, kas nonāk reakcijā vai veidojas reakcijas laikā, laika vienībā uz fāzes virsmas laukuma vienību:
V=∆n⁄(S∙∆t)
Vissvarīgākie faktori, kas ietekmē reakcijas ātrumu, ir:
1. reaģentu raksturs;
2. to koncentrācija;
3. temperatūra;
4. katalizatoru klātbūtne sistēmā;
5. dažu neviendabīgu reakciju ātrums ir atkarīgs arī no šķidruma vai gāzes kustības intensitātes virsmas, uz kuras notiek reakcija, saskares zonas tuvumā.
Sāksim ar visvienkāršāko un vissvarīgāko:
Reakcijas ātruma atkarība no reaģentu koncentrācijas.
Nepieciešams nosacījums ķīmiskai mijiedarbībai starp sākotnējo vielu daļiņām ir to sadursme savā starpā. Tas ir, daļiņām ir jātuvojas vienai otrai, lai vienas no tām atomi izjustu otras atomu radīto elektrisko lauku darbību. Tāpēc reakcijas ātrums ir proporcionāls sadursmju skaitam, kurās notiek reaģentu molekulas.
Savukārt sadursmju skaits ir lielāks, jo lielāka ir katras izejvielas koncentrācija vai arī reaģējošo vielu koncentrāciju reizinājums. Tātad reakcijas ātrums ir:
ir proporcionāls vielas A koncentrācijas un vielas B koncentrācijas reizinājumam. Apzīmējot vielu A un B koncentrācijas attiecīgi ar [A] un [B], varam rakstīt^
v = k∙[A]∙ [V]
k - proporcionalitātes koeficients - šīs reakcijas ātruma konstante (noteikta eksperimentāli).
Rezultātā iegūtā attiecība izsaka likumu masu akcija ķīmiskai reakcijai, kas notiek, saduroties divām daļiņām: nemainīgā temperatūrā ķīmiskās reakcijas ātrums ir tieši proporcionāls reaģentu koncentrāciju reizinājumam. (K. Guldbergs un P. Vāge 1867. g G).
Ir loģiski pieņemt, ka, ja reakcijā piedalās 3 daļiņas (vairāk nekā trīs daļiņu vienlaicīgas sadursmes varbūtība ir ārkārtīgi maza, vienādojumi, kas satur vairāk nekā 3 daļiņas, ir ķēdes reakcijas, no kurām katra notiek atsevišķi un tai ir savs ātrums) , tad masu darbības likums ir attiecīgi uzrakstīts:
v \u003d k ∙ [A] 2 ∙ [V]
v \u003d k ∙ [A] ∙ [B] ∙ [N]
Kā redzams, šajā gadījumā katra reaģenta koncentrācija tiek iekļauta reakcijas ātruma izteiksmē tādā mērā, kas vienāda ar atbilstošo koeficientu reakcijas vienādojumā.
Ātruma konstantes k vērtība ir atkarīga no reaģentu īpašībām, no temperatūras un katalizatoru klātbūtnes, bet nav atkarīga no vielu koncentrācijas.
Viendabīgās reakcijās:
v = k∙3∙
Neviendabīgā reakcijā reakcijas ātruma vienādojums ietver koncentrāciju tikai gāzveida viela :
2Na (cieta) + H2 (gāze) → 2NaH (cieta)
Līdzsvara stāvoklī, kad tiešās reakcijas ātrums ir vienāds ar apgrieztās reakcijas ātrumu, sakarība ir izpildīta:
aA + bB+… = zZ+dD+…
K=([A] a ∙ [B] b...) ⁄ ([D] d ∙ [Z] z …)
Lai izteiktu līdzsvara stāvokli reakcijās starp gāzveida vielām, bieži izmanto to daļējo spiedienu:
N2 (gāze) + 3H2 (gāze) → 2NH3 (gāze)
Tas ir interesanti:
Līdzsvara konstantes atkarība no temperatūras un spiediena. Kā minēts rakstā par termodinamiku, līdzsvara konstante ir saistīta ar Gibsa enerģiju ar vienādojumu:
Or
No šī vienādojuma var redzēt, ka līdzsvara konstante ir ļoti jutīga pret temperatūras paaugstināšanos/samazināšanos un gandrīz nejutīga pret spiediena izmaiņām. Līdzsvara konstantes atkarība no entropijas un entalpijas faktoriem parāda tās atkarību no reaģentu īpašībām.
Līdzsvara konstantes atkarība no reaģentu raksturs.
Šo atkarību var pierādīt ar vienkāršu eksperimentu:
Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2
Sn + 2HCl \u003d SnCl 2 + H 2
1. reakcijā ūdeņradis izdalās intensīvāk, jo Zn ir aktīvāks metāls nekā Sn.
Zn + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2
Zn + 2CH 3 COOH \u003d Zn (CH 3 COO) 2 + H 2
1. reakcijā ūdeņradis izdalās intensīvāk, jo H 2 SO 4 ir spēcīgāka skābe nekā CH 3 COOH.
Secinājums: jo aktīvāka viela, jo aktīvāk tā reaģē. Skābju gadījumā aktivitāte ir to spēks (spēja ziedot protonu), metālu gadījumā vieta sprieguma virknē.
Neviendabīgu reakciju ātruma atkarība no šķidruma vai gāzes kustības intensitātes virsmas, uz kuras notiek reakcija, kontakta laukuma tuvumā.
Šī atkarība ir pierādīta arī eksperimentāli. Šeit tiks parādīta atkarība no kontakta laukuma; atkarība no gāzes vai šķidruma ātruma saskarnē ir atkarīga no loģikas.
4Al (ciets) +3O 2 → 2Al 2 O 3
4Al (sasmalcināts) + 3O 2 → 2Al 2 O 3
Al (sasmalcināts) intensīvāk reaģē ar skābekli (liesmas stabiņš, ja gribi atkārtot - iemet ugunī nedaudz sudraba, bet ļoti uzmanīgi, ievērojot visus drošības pasākumus) nekā Al (cietais), tas pat neiedegas. .
Secinājums: slīpēšanas pakāpe ietekmē reakcijas ātrumu: jo smalkāka ir viela, jo lielāks ir reaģentu kontakta laukums, jo lielāks ir neviendabīgo reakciju ātrums.
Reakcijas ātruma atkarība no temperatūras.
Gāzu un šķidrumu molekulāri kinētiskā teorija dod iespēju noteiktos apstākļos aprēķināt sadursmju skaitu starp noteiktu vielu molekulām. Ja mēs izmantojam šādu aprēķinu rezultātus, izrādās, ka sadursmju skaits starp vielu molekulām normālos apstākļos ir tik liels, ka visām reakcijām vajadzētu noritēt gandrīz acumirklī. Tomēr patiesībā ne visas reakcijas ātri beidzas. Šo pretrunu var izskaidrot, ja pieņemam, ka ne katra reaģējošo vielu molekulu sadursme noved pie reakcijas produkta veidošanās. Lai notiktu reakcija, t.i., veidotos jaunas molekulas, vispirms ir nepieciešams pārraut vai vājināt saites starp atomiem izejvielu molekulās. Lai to izdarītu, ir nepieciešams zināms enerģijas daudzums. Ja sadursmē esošajām molekulām šīs enerģijas nav, tad sadursme būs neefektīva – tā nenovedīs pie jaunas molekulas veidošanās. Ja sadursmes molekulu kinētiskā enerģija ir pietiekama, lai vājinātu vai pārrautu saites, tad sadursme var izraisīt atomu pārkārtošanos un jaunas vielas molekulas veidošanos.
Enerģiju, kurai jābūt molekulām, lai to sadursme izraisītu jaunas vielas veidošanos, sauc par šīs reakcijas aktivācijas enerģiju.
Paaugstinoties temperatūrai, palielinās aktīvo molekulu skaits. No tā izriet, ka, paaugstinoties temperatūrai, jāpalielinās arī ķīmiskās reakcijas ātrumam.
Šo atkarību izsaka van't Hoff noteikums: ar temperatūras paaugstināšanos uz katriem 10 ℃ reakcijas ātrums palielinās 2-4 reizes:
V 2 ir galīgais reakcijas ātrums, V 1 ir sākotnējais reakcijas ātrums; γ (∆t ℃)⁄10 ir temperatūras koeficients, kas parāda, cik reižu ātrums palielināsies, temperatūrai paaugstinoties par 10℃ (koeficienta pakāpe).
Tas ir interesanti:
Kā minēts iepriekš, lai molekulu sadursmes būtu noderīgas, tām ir jābūt aktivācijas enerģijai. Dažādu reakciju aktivācijas enerģija ir atšķirīga. Tā vērtība ir faktors, ar kuru tiek ietekmēta reaģējošo vielu rakstura ietekme uz reakcijas ātrumu. Dažām reakcijām aktivācijas enerģija ir maza, citām, gluži pretēji, liela.
Ja aktivācijas enerģija ir ļoti zema (mazāka par 40 kJ/mol), tas nozīmē, ka ievērojama daļa no sadursmēm starp reaģentu daļiņām izraisa reakciju. Šādas reakcijas ātrums ir liels. Ja reakcijas aktivācijas enerģija ir ļoti augsta (vairāk nekā 120 kJ/mol), tad tas nozīmē, ka tikai ļoti neliela daļa no mijiedarbojošo daļiņu sadursmēm noved pie ķīmiskas reakcijas rašanās. Šādas reakcijas ātrums ir ļoti lēns. Ja reakcijas aktivācijas enerģija nav ļoti maza un nav ļoti liela (40-120 kJ / mol), tad šāda reakcija nenotiks ļoti ātri un ne ļoti lēni. Šādas reakcijas ātrumu var izmērīt.
Reakcijas, kuru norisei nepieciešama ievērojama aktivācijas enerģija, sākas ar saišu pārtraukšanu vai vājināšanos starp atomiem izejvielu molekulās. Šajā gadījumā vielas nonāk nestabilā starpstāvoklī, ko raksturo liels enerģijas daudzums. Šo stāvokli sauc par aktivizētu kompleksu. Tieši tā veidošanai ir nepieciešama aktivizācijas enerģija. Nestabilais aktivizētais komplekss pastāv ļoti īsu laiku. Tas sadalās, veidojot reakcijas produktus. Vienkāršākajā gadījumā aktivizēts komplekss ir atomu konfigurācija, kurā vecās saites ir novājinātas. Apsveriet reakciju:
Kur sākumā ir sākotnējie reaģenti, tad aktivētais komplekss, tad reakcijas produkti.
Šo enerģiju, kas nepieciešama vielu pārejai aktivētā kompleksā, sauc par Gibsa aktivācijas enerģiju. Tas ir saistīts ar aktivācijas entropiju un entalpiju ar vienādojumu:
Enerģiju, kas nepieciešama, lai vielas pārnestu uz aktivēta kompleksa stāvokli, sauc par aktivācijas entalpiju. H≠ Taču tikpat svarīga ir aktivizācijas entropija, tā ir atkarīga no molekulu skaita un orientācijas sadursmes brīdī.
Ir labvēlīgas orientācijas ("a") un nelabvēlīgās ("b" un "c").
Enerģijas līmeņi reaģējošā sistēmā ir parādīti zemāk esošajā diagrammā. No tā var redzēt, ka mijiedarbībā nonāk tikai tās molekulas, kurām ir nepieciešamā Gibsa aktivācijas enerģija; augstākais punkts ir stāvoklis, kad molekulas atrodas tik tuvu viena otrai un to struktūras ir izkropļotas, ka iespējama reakcijas produktu veidošanās:
Tādējādi Gibsa aktivācijas enerģija ir enerģijas barjera, kas atdala reaģentus no produktiem. Iztērēts molekulu aktivizēšanai tad izdalās kā siltums.
Atkarība no katalizatora klātbūtnes sistēmā.Katalīze.
Vielas, kuras reakcijas rezultātā netiek patērētas, bet ietekmē tās ātrumu, sauc par katalizatoriem.
Reakcijas ātruma maiņas fenomenu šādu vielu ietekmē sauc par katalīzi. Reakcijas, kas notiek katalizatoru iedarbībā, sauc par katalītiskām.
Vairumā gadījumu katalizatora iedarbība ir izskaidrojama ar to, ka tas samazina reakcijas aktivācijas enerģiju. Katalizatora klātbūtnē reakcija norit dažādos starpposmos nekā bez tā, un šīs stadijas ir enerģētiski pieejamākas. Citiem vārdiem sakot, katalizatora klātbūtnē rodas citi aktivēti kompleksi, un to veidošanai ir nepieciešams mazāk enerģijas nekā aktivētu kompleksu veidošanai, kas rodas bez katalizatora. Tādējādi reakcijas aktivācijas enerģija tiek pazemināta; dažas molekulas, kuru enerģija nebija pietiekama aktīvām sadursmēm, tagad izrādās aktīvas.
Atšķirt homogēno un neviendabīgo katalīzi.
Homogēnās katalīzes gadījumā katalizators un reaģenti veido vienu fāzi (gāzi vai šķīdumu).
Neviendabīgas katalīzes gadījumā katalizators sistēmā atrodas kā neatkarīga fāze. Heterogēnajā katalīzē reakcija notiek uz katalizatora virsmas, tāpēc katalizatora aktivitāte ir atkarīga no tā virsmas izmēra un īpašībām. Lai katalizatoram būtu liela (“attīstīta”) virsma, tam ir jābūt porainai struktūrai vai tam jābūt ļoti sasmalcinātā (ļoti izkliedētā) stāvoklī. Plkst praktisks pielietojums katalizators parasti tiek uzklāts uz nesēja ar porainu struktūru (pumeks, azbests utt.).
Katalizatorus plaši izmanto ķīmiskajā rūpniecībā. Katalizatoru ietekmē reakcijas var paātrināties miljoniem reižu vai pat vairāk. Dažos gadījumos, iedarbojoties ar katalizatoriem, var ierosināt tādas reakcijas, kuras noteiktos apstākļos bez tiem praktiski nenotiek.
Tas ir interesanti:
Kā jau minēts, reakcijas ātruma izmaiņas katalizatora klātbūtnē notiek, jo samazinās tā atsevišķo posmu aktivācijas enerģija. Apskatīsim to sīkāk:
(A…B) aktivēts komplekss.
Ļaujiet šai reakcijai būt ar augstu aktivācijas enerģiju un norit ļoti zemā ātrumā. Lai ir būtība K (katalizators), kas viegli mijiedarbojas ar A un veidošanās AK :
(A…K) aktivēts komplekss.
AK viegli mijiedarbojas ar B, veidojot AB:
AK+B=(AK…B)=AB+K
(AK…B) aktivēts komplekss.
AK+B=(AK…B)=AB+K
Summējot šos vienādojumus, mēs iegūstam:
Viss iepriekš minētais ir parādīts diagrammā:
Tas ir interesanti:
Dažreiz katalizatoru lomu spēlē brīvie radikāļi, kuru dēļ reakcija notiek saskaņā ar ķēdes mehānismu (skaidrojums zemāk). Piemēram, reakcija:
Bet, ja sistēmā tiek ievadīti ūdens tvaiki, tad veidojas brīvie radikāļi. ∙OH un H∙.
∙OH+CO=CO 2 +H∙
H∙+O2 =∙OH+∙O
CO+∙O=CO2
Tādējādi reakcija norit daudz ātrāk.
Ķēdes reakcijas. Ķēdes reakcijas notiek, piedaloties aktīviem centriem - atomiem, joniem vai radikāļiem (molekulu fragmentiem), kuriem ir nepāra elektroni un kā rezultātā tiem ir ļoti augsta reaktivitāte.
Aktīvo centru mijiedarbības aktos ar sākotnējo vielu molekulām veidojas reakcijas produkta molekulas, kā arī jaunas aktīvās daļiņas - jauni aktīvie centri, kas spēj mijiedarboties. Tādējādi aktīvie centri kalpo kā vielu secīgu transformāciju ķēžu veidotāji.
Ķēdes reakcijas piemērs ir hlorūdeņraža sintēze:
H2 (gāze)+ Cl2 (gāze)= 2HCl
Šo reakciju izraisa gaismas iedarbība. Starojuma enerģijas kvanta absorbcija λυ hlora molekula izraisa tās ierosmi. Ja vibrācijas enerģija pārsniedz saistīšanas enerģiju starp atomiem, tad molekula sadalās:
Cl 2 +λυ=2Cl∙
Iegūtie hlora atomi viegli reaģē ar ūdeņraža molekulām:
Cl∙+H 2 =HCl+H∙
Savukārt ūdeņraža atoms viegli reaģē ar hlora molekulu:
H∙+Cl2 =HCl+Cl∙
Šī procesu secība turpinās. Citiem vārdiem sakot, viens absorbēts gaismas kvants noved pie daudzu HCI molekulu veidošanās. Ķēde var beigties, daļiņām saduroties ar trauka sienām, kā arī tad, kad saduras divas aktīvās daļiņas un viena neaktīva, kā rezultātā aktīvās daļiņas apvienojas molekulā, un atbrīvotā enerģija tiek aiznesta ar kuģa sienām. neaktīva daļiņa. Šādos gadījumos ķēde pārtrūkst:
Cl∙+Cl∙=Cl 2
Cl∙+Cl∙+Z=Cl 2 +Z∙
Kur Z ir trešā daļiņa.
Tāds ir ķēdes reakcijas mehānisms uz taisnas ķēdes reakciju: ar katru elementāru mijiedarbību veidojas viens aktīvais centrs, papildus reakcijas produkta molekulai viens jauns aktīvs centrs.
Sazarotās ķēdes reakcijas ietver, piemēram, ūdens veidošanās reakciju no vienkāršām vielām. Eksperimentāli tika noteikts un ar aprēķiniem apstiprināts šāds šīs reakcijas mehānisms:
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∙
Tādas svarīgas ķīmiskās reakcijas kā sadegšana, sprādzieni, ogļūdeņražu oksidēšanās procesi (spirtu, aldehīdu, ketonu, organisko skābju iegūšana) un polimerizācijas reakcijas notiek caur ķēdes mehānismu. Tāpēc ķēdes reakciju teorija kalpo par zinātnisku pamatu vairākām nozīmīgām inženierzinātņu un ķīmisko tehnoloģiju nozarēm.
Ķēdes procesi ietver arī kodola ķēdes reakcijas, kas notiek, piemēram, kodolreaktoros vai sprādziena laikā. atombumba. Šeit aktīvās daļiņas lomu spēlē neitrons, kura iekļūšana atoma kodolā var izraisīt tā sabrukšanu, ko pavada lielas enerģijas izdalīšanās un jaunu brīvo neitronu veidošanās, kas turpina kodolpārveidojumu ķēdi.
Tas ir interesanti:
Reakcijas ātrums neviendabīgās sistēmās. Tehnoloģijā liela nozīme ir heterogēnām reakcijām.
Ņemot vērā neviendabīgās reakcijas, ir viegli redzēt, ka tās ir cieši saistītas ar vielas pārneses procesiem. Patiešām, lai reakcija, piemēram, ogļu sadegšana noritētu, ir nepieciešams, lai šīs reakcijas laikā izveidotais oglekļa dioksīds pastāvīgi tiktu noņemts no ogļu virsmas, un tai tuvotos jauni skābekļa daudzumi. Abi procesi (izņemšana CO2 no ogļu virsmas un piegādes O2 uz to) tiek veiktas ar konvekciju (gāzes vai šķidruma masas pārvietošanu) un difūziju.
Tādējādi neviendabīgas reakcijas gaitā var izdalīt vismaz trīs posmus:
1. Reaģenta padeve uz virsmu;
2. Ķīmiskā reakcija uz virsmas;
3. Reakcijas produkta noņemšana no virsmas.
Reakcijas līdzsvara stāvoklī visi trīs tās posmi turpinās vienādi ātrumi. Turklāt daudzos gadījumos reakcijas aktivācijas enerģija ir zema, un otrā stadija (faktiskā ķīmiskā reakcija) varētu noritēt ļoti ātri, ja ātri notiktu arī reaģenta padeve virsmai un produkta noņemšana no tās. pietiekami. Tāpēc šādu reakciju ātrumu nosaka vielas pārneses ātrums. Var sagaidīt, ka, palielinoties konvekcijai, to ātrums palielināsies. Pieredze apstiprina šo pieņēmumu. Tātad ogļu degšanas reakcija:
C + O 2 \u003d CO 2
kuras ķīmiskā stadija prasa nelielu aktivācijas enerģiju, norit jo ātrāk, jo intensīvāk oglēm tiek piegādāts skābeklis (vai gaiss).
Tomēr ne visos gadījumos neviendabīgas reakcijas ātrumu nosaka vielas pārneses ātrums. Reakciju noteicošais posms, kuru aktivācijas enerģija ir augsta, ir otrais posms - faktiskā ķīmiskā reakcija. Protams, palielinot maisīšanu, šādu reakciju ātrums nepalielināsies. Piemēram, dzelzs oksidēšanās reakcija ar skābekli no mitra gaisa nepaātrinās, palielinoties gaisa padevei uz metāla virsmu, jo šeit procesa ķīmiskā posma aktivācijas enerģija ir diezgan augsta.
Soli, kas nosaka reakcijas ātrumu, sauc par ātrumu ierobežojošo soli. Pirmajā piemērā ātrumu ierobežojošais solis ir vielas pārnešana, otrajā - faktiskā ķīmiskā reakcija.
neatgriezeniskas un atgriezeniskas reakcijas. ķīmiskais līdzsvars. Ķīmiskā līdzsvara maiņa. Le Šateljē princips.
Visas ķīmiskās reakcijas var iedalīt divās grupās: neatgriezeniskas un atgriezeniskas reakcijas. Neatgriezeniskas reakcijas turpinās līdz beigām - līdz viena no reaģentiem ir pilnībā iztērēta. Atgriezeniskas reakcijas nenotiek līdz galam: atgriezeniskā reakcijā neviens no reaģentiem netiek pilnībā patērēts. Šī atšķirība ir saistīta ar faktu, ka neatgriezeniska reakcija var notikt tikai vienā virzienā. Atgriezeniska reakcija var notikt gan uz priekšu, gan atpakaļ.
Apsveriet divus piemērus:
1) Cinka un koncentrētas slāpekļskābes mijiedarbība notiek:
Zn + 4HNO 3 → Zn (NO 3) 2 + NO 2 + 2H 2 O
Ar pietiekamu slāpekļskābes daudzumu reakcija beigsies tikai tad, kad viss cinks būs izšķīdis. Turklāt, ja jūs mēģināt veikt šo reakciju pretējā virzienā - izlaist slāpekļa dioksīdu caur cinka nitrāta šķīdumu, tad metāliskais cinks un slāpekļskābe nedarbosies - šī reakcija nevar noritēt pretējā virzienā. Tādējādi cinka mijiedarbība ar slāpekļskābi ir neatgriezeniska reakcija.
2) Amonjaka sintēze notiek saskaņā ar vienādojumu:
3H2 +N2↔2NH3
Ja viens mols slāpekļa tiek sajaukts ar trim moliem ūdeņraža, ja rodas apstākļi, kas ir labvēlīgi reakcijas norisei sistēmā, un pēc pietiekama laika tiek analizēts gāzu maisījums, analīzes rezultāti parādīs, ka ne tikai reakcijas produkts (amonjaks) sistēmā, bet arī sākotnējās vielas (slāpeklis un ūdeņradis). Ja tagad tādos pašos apstākļos par izejvielu likt nevis slāpekļa-ūdeņraža maisījumu, bet amonjaku, tad varēs konstatēt, ka daļa amonjaka sadalās slāpeklī un ūdeņradi, un gala attiecība starp daudzumiem. no visām trim vielām būs tādas pašas kā tādā gadījumā, sākot no slāpekļa un ūdeņraža maisījuma. Tādējādi amonjaka sintēze ir atgriezeniska reakcija.
Atgriezenisko reakciju vienādojumos vienādības zīmes vietā var izmantot bultiņas; tie simbolizē reakcijas plūsmu gan uz priekšu, gan atpakaļgaitā.
Atgriezeniskās reakcijās vienlaikus parādās reakcijas produkti, un to koncentrācija palielinās, bet rezultātā sāk notikt reversā reakcija, un tās ātrums pakāpeniski palielinās. Kad tiešās un apgrieztās reakcijas ātrums kļūst vienāds, ķīmiskais līdzsvars. Tātad pēdējā piemērā tiek izveidots līdzsvars starp slāpekli, ūdeņradi un amonjaku.
Ķīmisko līdzsvaru sauc par dinamisko līdzsvaru. Tas uzsver, ka līdzsvara stāvoklī notiek gan tiešās, gan reversās reakcijas, taču to ātrumi ir vienādi, kā rezultātā izmaiņas sistēmā nav manāmas.
Ķīmiskā līdzsvara kvantitatīvā īpašība ir daudzums, ko sauc par ķīmiskā līdzsvara konstanti. Apskatīsim reakciju kā piemēru:
Sistēma ir līdzsvarā:
Tātad:
Šīs reakcijas līdzsvara konstante.
Konstantā temperatūrā atgriezeniskas reakcijas līdzsvara konstante ir nemainīga vērtība, kas parāda attiecību starp reakcijas produktu koncentrāciju (skaitītājs) un izejvielu koncentrāciju (saucējs), kas tiek noteikta līdzsvara stāvoklī.
Līdzsvara konstantes vienādojums parāda, ka līdzsvara apstākļos visu reakcijā iesaistīto vielu koncentrācijas ir savstarpēji saistītas. Jebkuras no šīm vielām koncentrācijas izmaiņas rada izmaiņas visu pārējo vielu koncentrācijās; rezultātā tiek noteiktas jaunas koncentrācijas, bet attiecība starp tām atkal atbilst līdzsvara konstantei.
Lai izteiktu neviendabīgu reakciju līdzsvara konstanti, kā arī masu darbības likuma izteiksmi, tiek iekļautas tikai to vielu koncentrācijas, kas atrodas gāzes fāzē. Piemēram, reakcijai:
līdzsvara konstantei ir šāda forma:
Līdzsvara konstantes vērtība ir atkarīga no reaģentu īpašībām un temperatūras. Tas nav atkarīgs no katalizatoru klātbūtnes. Kā jau minēts, līdzsvara konstante ir vienāda ar tiešās un apgrieztās reakcijas ātruma konstantu attiecību. Tā kā katalizators maina gan tiešās, gan apgrieztās reakcijas aktivācijas enerģiju vienādi, tas neietekmē to ātruma konstantu attiecību. Tāpēc katalizators neietekmē līdzsvara konstantes vērtību un tāpēc nevar ne palielināt, ne samazināt reakcijas iznākumu. Tas var tikai paātrināt vai palēnināt līdzsvara iestāšanos. To var redzēt diagrammā:
Ķīmiskā līdzsvara maiņa. Le Šateljē princips. Ja sistēma atrodas līdzsvara stāvoklī, tad tā paliks tajā tik ilgi, kamēr ārējie apstākļi paliks nemainīgi. Ja apstākļi mainīsies, sistēma iziet no līdzsvara - tiešo un reverso procesu ātrums mainīsies atšķirīgi - reakcija turpināsies. Vislielākā nozīme ir nelīdzsvarotības gadījumiem, ko izraisa jebkuras līdzsvarā, spiedienā vai temperatūrā iesaistīto vielu koncentrācijas izmaiņas.
Le Šateljē princips:
Ja uz līdzsvarotu sistēmu tiek iedarbināta kāda ietekme, tad tajā notiekošo procesu rezultātā līdzsvars nobīdīsies tādā virzienā, ka ietekme samazināsies.
Patiešām, kad viena no vielām ( ietekmē tikai gāzveida vielas koncentrācijas palielināšanās/samazināšanās), kas piedalās reakcijā, līdzsvars pāriet uz šīs vielas patēriņu. Kad spiediens paaugstinās, tas pāriet tā, ka spiediens sistēmā samazinās; temperatūrai paaugstinoties, līdzsvars pāriet endotermiskas reakcijas virzienā – temperatūra sistēmā pazeminās (par to tālāk).
Le Šateljē princips attiecas ne tikai uz ķīmiskajiem, bet arī dažādiem fizikāli ķīmiskajiem līdzsvariem. Līdzsvara nobīde, mainot tādu procesu apstākļus kā vārīšanās, kristalizācija, šķīdināšana, notiek saskaņā ar Le Šateljē principu.
1. Nelīdzsvarotība, ko izraisa jebkuras reakcijā iesaistītās vielas koncentrācijas izmaiņas.
Ļaujiet ūdeņradim, ūdeņraža jodīdam un joda tvaikiem atrasties līdzsvarā noteiktā temperatūrā un spiedienā. Ievadīsim sistēmā papildu ūdeņraža daudzumu. Saskaņā ar masas darbības likumu ūdeņraža koncentrācijas palielināšanās izraisīs tiešās reakcijas - HI sintēzes reakcijas - ātruma palielināšanos, savukārt apgrieztās reakcijas ātrums nemainīsies. Uz priekšu reakcija tagad notiks ātrāk nekā pretējā virzienā. Tā rezultātā samazināsies ūdeņraža un joda tvaiku koncentrācija, kas izraisīs tiešās reakcijas palēnināšanos, un palielināsies HI koncentrācija, kas izraisīs reversās reakcijas paātrinājumu. Pēc kāda laika tiešās un apgrieztās reakcijas ātrums atkal kļūs vienāds - tiks izveidots jauns līdzsvars. Tomēr HI koncentrācija tagad būs augstāka nekā pirms H 2 pievienošanas, un H 2 koncentrācija būs zemāka.
Nelīdzsvarotības izraisīto koncentrāciju maiņas procesu sauc par pārvietošanu vai līdzsvara nobīdi.
Ja šajā gadījumā vienādojuma labajā pusē palielinās vielu koncentrācijas, tad viņi saka, ka līdzsvars nobīdās pa labi, t.i., tiešās reakcijas plūsmas virzienā; ar apgrieztām koncentrāciju izmaiņām viņi runā par līdzsvara nobīdi pa kreisi - apgrieztās reakcijas virzienā. Šajā piemērā līdzsvars ir nobīdīts pa labi. Tajā pašā laikā viela (H 2), kuras koncentrācijas palielināšanās izraisīja nelīdzsvarotību, nonāca reakcijā - tās koncentrācija samazinājās.
Tādējādi, palielinoties jebkuras līdzsvarā iesaistītās vielas koncentrācijai, līdzsvars pāriet uz šīs vielas patēriņu; kad kādas no vielām koncentrācija samazinās, līdzsvars pāriet uz šīs vielas veidošanos.
2. Nelīdzsvarotība spiediena izmaiņu dēļ (samazinot vai palielinot sistēmas tilpumu).
Ja reakcijā ir iesaistītas gāzes, līdzsvaru var izjaukt sistēmas tilpuma izmaiņas. Palielinoties spiedienam, saspiežot sistēmu, līdzsvars nobīdās uz gāzu tilpuma samazināšanos, t.i., uz spiediena samazināšanos, līdzsvars, samazinoties spiedienam, virzās uz tilpuma palielināšanos, t.i., uz pieaugumu. spiedienā:
3H2 +N2↔2NH3
Palielinoties spiedienam, reakcija virzīsies uz amonjaka veidošanos; kad spiediens samazinās, virzienā uz reaģentiem.
3. Nelīdzsvarotība temperatūras izmaiņu dēļ.
Lielākās daļas ķīmisko reakciju līdzsvars mainās līdz ar temperatūru. Faktors, kas nosaka līdzsvara nobīdes virzienu, ir reakcijas termiskā efekta zīme. Var parādīt, ka, temperatūrai paaugstinoties, līdzsvars nobīdās endotermiskās reakcijas virzienā, bet, samazinoties, – eksotermiskās reakcijas virzienā:
Tas nozīmē, ka, paaugstinoties temperatūrai, joda ūdeņraža iznākums palielināsies, bet, samazinoties, līdzsvars novirzīsies uz reaģentiem.
Fizikālās metodes ķīmisko pārvērtību stimulēšanai.
Vielu reaktivitāti ietekmē: gaisma, jonizējošais starojums, spiediens, mehāniskā darbība, radiolīze, fotolīze, lāzera fotoķīmija u.c. To būtība ir dažādos veidos radīt ierosinātu vai lādētu daļiņu un radikāļu superlīdzsvara koncentrācijas, kuru reakcijas ar citām daļiņām izraisa noteiktas ķīmiskas pārvērtības.
Uzdevums numurs 1
Tie samazina etilēna reakcijas ātrumu ar ūdeņradi.
1) temperatūras pazemināšana
3) katalizatora izmantošana
Atbilde: 14
Paskaidrojums:
1) temperatūras pazemināšana
Temperatūras pazemināšana palēnina jebkuras reakcijas ātrumu neatkarīgi no tā, vai tā ir eksotermiska vai endotermiska.
2) etilēna koncentrācijas palielināšanās
Reaģentu koncentrācijas palielināšana vienmēr palielina reakcijas ātrumu
3) katalizatora izmantošana
Visas organisko savienojumu hidrogenēšanas reakcijas ir katalītiskas; ievērojami paātrināta katalizatoru klātbūtnē.
4) ūdeņraža koncentrācijas samazināšanās
Sākotnējo reaģentu koncentrācijas samazināšana vienmēr samazina reakcijas ātrumu
5) spiediena palielināšanās sistēmā
Palielinot spiedienu, kad vismaz viens no reaģentiem ir gāze, palielina reakcijas ātrumu, jo patiesībā tas ir tas pats, kas palielināt šī reaģenta koncentrāciju.
Uzdevums numurs 2
Metanols ar propionskābi.
1) temperatūras paaugstināšanās
2) spiediena kritums
3) temperatūras pazemināšana
Laukā "ANSWER" ierakstiet izvēlēto reakciju veidu numurus.
Atbilde: 14
Paskaidrojums:
1) temperatūras paaugstināšanās
Paaugstinoties temperatūrai, palielinās jebkuras reakcijas ātrums (gan eksotermiskas, gan endotermiskas)
2) spiediena kritums
Tas nekādā veidā neietekmē reakcijas ātrumu, tk. sākotnējie reaģenti - metanols un propionskābe ir šķidrumi, un spiediens ietekmē tikai to reakciju ātrumu, kurās vismaz viens reaģents ir gāze
3) temperatūras pazemināšana
Temperatūras pazemināšana samazina jebkuras reakcijas ātrumu (gan eksotermisku, gan endotermisku).
4) spēcīgas neorganiskās skābes izmantošana kā katalizators
Spēcīgu minerālskābju (neorganisko) klātbūtnē tiek paātrināta spirtu mijiedarbība ar karbonskābēm (esterifikācijas reakcija).
5) apstarošana ar ultravioleto gaismu
Esterifikācijas reakcija notiek pēc jonu mehānisma, un ultravioletā gaisma ietekmē tikai dažas reakcijas, kas notiek pēc brīvo radikāļu mehānisma, piemēram, metāna hlorēšanu.
Uzdevums numurs 3
Reakcijas ātrums uz priekšu
N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + Q
palielinās ar:
1) slāpekļa koncentrācijas palielināšana
2) slāpekļa koncentrācijas samazināšanās
3) paaugstinot amonjaka koncentrāciju
4) amonjaka koncentrācijas samazināšanās
5) temperatūras paaugstināšanās
Laukā "ANSWER" ierakstiet izvēlēto reakciju veidu numurus.
Atbilde: 15
Uzdevums numurs 4
No piedāvātā ārējo ietekmju saraksta atlasiet divas ietekmes, no kurām nav atkarīgs ātruma reakcija
2C (tv) + CO 2 (g) → 2CO (g)
1) ogļu malšanas pakāpe
2) temperatūra
3) ogļu daudzums
4) CO koncentrācija
5) CO 2 koncentrācija
Laukā "ANSWER" ierakstiet izvēlēto reakciju veidu numurus.
Atbilde: 34
Uzdevums numurs 5
No piedāvātā ārējo ietekmju saraksta atlasiet divas ietekmes, saskaņā ar kurām reakcijas ātrums
2CaO (tv) + 3С (tv) → 2CaC 2 (tv) + CO 2 (g)
palielinās.
1) palielinot CO 2 koncentrāciju
2) temperatūras pazemināšana
3) spiediena palielināšanās
4) temperatūras paaugstināšanās
5) CaO slīpēšanas pakāpe
Laukā "ANSWER" ierakstiet izvēlēto reakciju veidu numurus.
Atbilde: 45
Uzdevums numurs 6
No piedāvātā ārējo ietekmju saraksta atlasiet divas ietekmes, kas nesniedz ietekme uz reakcijas ātrumu
HCOOCH 3 (l) + H 2 O (l) → HCOOH (l) + CH 3 OH (l).
1) HCOOCH koncentrācijas izmaiņas 3
2) katalizatora izmantošana
3) spiediena palielināšanās
4) temperatūras paaugstināšanās
5) HCOOH koncentrācijas izmaiņas
Laukā "ANSWER" ierakstiet izvēlēto reakciju veidu numurus.
Atbilde: 35
Uzdevums numurs 7
No piedāvātā ārējo ietekmju saraksta atlasiet divas ietekmes, kas izraisa reakcijas ātruma palielināšanos
S (tv) + O 2 (g) → SO 2 (g) .
1) sēra dioksīda koncentrācijas palielināšanās
2) temperatūras paaugstināšanās
3) skābekļa koncentrācijas samazināšanās
4) temperatūras pazemināšana
5) skābekļa koncentrācijas palielināšanās
Laukā "ANSWER" ierakstiet izvēlēto reakciju veidu numurus.
Atbilde: 25
Uzdevums numurs 8
No piedāvātā ārējo ietekmju saraksta atlasiet divas ietekmes, kas neietekmēt par reakcijas ātrumu
Na 2 SO 3 (šķīdums) + 3HCl (šķīdums) → 2NaCl (šķīdums) + SO 2 + H 2 O.
1) sālsskābes koncentrācijas izmaiņas
2) spiediena maiņa
3) temperatūras maiņa
4) nātrija sulfīta koncentrācijas izmaiņas
5) nātrija hlorīda koncentrācijas izmaiņas
Laukā "ANSWER" ierakstiet izvēlēto reakciju veidu numurus.
Atbilde: 25
Uzdevums numurs 9
No piedāvātā vielu saraksta izvēlieties divus pārus, starp kuriem reakcija notiek ar vislielāko ātrumu istabas temperatūrā.
1) cinks un sērs
2) nātrija karbonāta un kālija hlorīda šķīdumi
3) kālijs un atšķaidīta sērskābe
4) magnijs un sālsskābe
5) varš un skābeklis
Laukā "ANSWER" ierakstiet izvēlēto reakciju veidu numurus.
Atbilde: 34
Uzdevums numurs 10
No piedāvātā ārējo ietekmju saraksta atlasiet divas ietekmes, kas izraisa reakcijas ātruma palielināšanos
CH4 (g) + 2O 2 (g) → CO 2 (g) + H2O (g).
1) skābekļa koncentrācijas palielināšanās
2) temperatūras pazemināšana
3) oglekļa dioksīda koncentrācijas palielināšanās
4) metāna koncentrācijas palielināšanās
5) spiediena samazināšana
Laukā "ANSWER" ierakstiet izvēlēto reakciju veidu numurus.
Atbilde: 14
Uzdevums numurs 11
No piedāvātā ārējo ietekmju saraksta atlasiet divas ietekmes, kas izraisa reakcijas ātruma palielināšanos
2AgNO 3 (tv) → 2Ag (tv) + O 2 (g) + 2NO 2 (g).
1) spiediena pazemināšana sistēmā
2) spiediena palielināšanās sistēmā
3) temperatūras paaugstināšanās
4) sudraba slīpēšanas pakāpe
5) sudraba nitrāta slīpēšanas pakāpe
Laukā "ANSWER" ierakstiet izvēlēto reakciju veidu numurus.
Atbilde: 35
12. uzdevums
No piedāvātā vielu saraksta izvēlieties divus pārus, starp kuriem reakcija notiek ar viszemāko ātrumu istabas temperatūrā.
1) vara sulfāts (šķīdums) un nātrija hidroksīds (šķīdums)
2) nātrijs un ūdens
3) magnijs un ūdens
4) skābeklis un cinks
5) sērskābe (šķīdums) un kālija karbonāts (šķīdums)
Laukā "ANSWER" ierakstiet izvēlēto reakciju veidu numurus.
Atbilde: 34
15. uzdevums
No piedāvātā ārējo ietekmju saraksta atlasiet divas ietekmes, kas izraisa reakcijas ātruma palielināšanos
Fe (tv) + 2H + → Fe 2+ + H2 (g).
1) dzelzs jonu koncentrācijas palielināšanās
2) metāla dzelzs slīpēšana
3) pievienojot dažus dzelzs gabalus
4) skābes koncentrācijas palielināšanās
5) temperatūras pazemināšanās
Laukā "ANSWER" ierakstiet izvēlēto reakciju veidu numurus.
Atbilde: 24
16. uzdevums
No piedāvātā vielu saraksta atlasiet divus pārus, starp kuriem ir reakcijas ātrums nav atkarīgs no reaģentu saskares virsmas laukuma palielināšanās.
1) sērs un dzelzs
2) silīcijs un skābeklis
3) ūdeņradis un skābeklis
4) sēra dioksīds un skābeklis
5) cinks un sālsskābe
Laukā "ANSWER" ierakstiet izvēlēto reakciju veidu numurus.
Atbilde: 34
17. uzdevums
No piedāvātā ārējo ietekmju saraksta atlasiet divas ietekmes, kas palielina slāpekļa un ūdeņraža reakcijas ātrumu.
1) temperatūras paaugstināšanās
2) inhibitora lietošana
3) katalizatora izmantošana
4) amonjaka koncentrācijas samazināšanās
5) ūdeņraža koncentrācijas samazināšanās
Laukā "ANSWER" ierakstiet izvēlēto reakciju veidu numurus.
Atbilde: 13
18. uzdevums
No piedāvātā ārējo ietekmju saraksta atlasiet divas ietekmes, kas nevada reakcijas ātruma izmaiņām
CH 3 COOC 2 H 5 + OH - → CH 3 COO - + C 2 H 5 OH.
1) temperatūras izmaiņas
2) alkohola koncentrācijas izmaiņas
3) sārmu koncentrācijas izmaiņas
4) sāls koncentrācijas izmaiņas
5) ētera koncentrācijas izmaiņas
Laukā "ANSWER" ierakstiet izvēlēto reakciju veidu numurus.
Atbilde: 24
Uzdevums #19
No piedāvātā ārējo ietekmju saraksta izvēlieties divas ietekmes, kurās estera hidrolīzes reakcijas ātrums ievērojami palielināsies.
1) temperatūras paaugstināšanās
2) pievienojot sārmu
3) alkohola koncentrācijas samazināšanās
4) ētera koncentrācijas samazināšanās
5) spiediena palielināšanās
Laukā "ANSWER" ierakstiet izvēlēto reakciju veidu numurus.
Atbilde: 12
Uzdevums numurs 20
No piedāvātā ārējo ietekmju saraksta atlasiet divas ietekmes, kas izraisa izmaiņas vara un slāpekļskābes reakcijas ātrumā.
Izmērs: px
Sākt seansu no lapas:
atšifrējums
1 Reakcijas ātrums, tā atkarība no dažādiem faktoriem 1. Lai palielinātu reakcijas ātrumu, nepieciešams palielināt spiedienu, pievienot oglekļa monoksīdu (1v) atdzesēt sistēmu, noņemt oglekļa monoksīdu (1v) 2. Slāpekļa reakcijas ātrums ar ūdeņradi nav atkarīgs no katalizatora spiediena temperatūras, reakcijas produkta daudzuma 3. Oglekļa reakcijas ātrums ar skābekli nav atkarīgs no kopējā spiediena temperatūras, oglekļa smalkuma pakāpes, no oglekļa daudzuma. reakcijas produkts 4. Lai samazinātu reakcijas ātrumu H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl + Q, nepieciešams pazemināt temperatūru paaugstināt spiedienu zemāku ūdeņraža koncentrāciju palielināt ūdeņraža koncentrāciju 5. Lai palielinātu reakcijas ātrumu ZN 2 + N 2 \u003d 2NH 3 + Q ir nepieciešams atdzesēt sistēmu, lai samazinātu spiedienu, lai noņemtu amonjaku, lai pievienotu ūdeņradi. 6. Slāpekļa reakcijas ātrums ar ūdeņradi ir definēts kā
2 7. Oglekļa monoksīda reakcijas ātrums ar skābekli ir definēts kā 8. Cinks (granulas) un skābeklis mijiedarbojas ar vislielāko ātrumu istabas temperatūrā cinks (granulas) un sālsskābe cinks (pulveris) un skābekļa cinks (pulveris) un sālsskābe 9. Ar augstāko cinka un skābekļa mijiedarbību istabas temperatūrā sālsskābe un nātrija karbonāta šķīdums nātrija sārmu un alumīnija kalcija oksīds un ūdens 10. Slāpekļa reakcijas ātrums ar ūdeņradi palielināsies, ja maisījumu laiž virs uzkarsētas dzelzs, pievienojot amonjaku, atdzesējot maisījums, palielinot reakcijas trauka tilpumu 11. Oglekļa monoksīda (ii) reakcijas ātrums ar skābekli samazināsies, kad karsējot gāzes iet pāri sakarsētam platīnam, pievienojot oglekļa dioksīdu, palielinot reakcijas trauka tilpumu 12. Reakcijas ātrums palielināsies. kad vara(ii) oksīdam pievieno skābekli
3 slāpekļa amonjaks 13. Reakcijas ātrums palielināsies, pievienojot ūdeņraža ūdenim slāpekļa oksīda(ii) amonjaku 14. Reakcijas ātrums starp cinku un sālsskābi samazinās, kad cinku samaļ, pievienojot HCl ar karsēšanu laika gaitā 15. Reakcijas ātrums starp cinka un sālsskābes daudzums palielinās, samaļot cinku, vienlaikus atdzesējot šķīdumu, vienlaikus atšķaidot šķīdumu laika gaitā 16. Reakcijā sadalīšanās ātrums ir 0,016 mol/(l min). Kāds ir veidošanās ātrums (mol/(L min))? 0,008 0,016 0,032 0. Reakcijā veidošanās ātrums ir 0,012 mol/(l min). Kāds ir sadalīšanās ātrums (mol/(L min))? 0,006 0,012
4 0,024 0, Ātrums elementāra reakcija no koncentrācijām ir atkarīgs šādi: 19. Elementāras reakcijas ātrums ir atkarīgs no koncentrācijām šādi: 20. Abi un un mijiedarbojas ar vislielāko ātrumu istabas temperatūrā 21. Reaģē ar ūdeni ar vislielāko ātrumu istabas temperatūrā 22. magnija mijiedarbība ar ūdeni cinks ar atšķaidītu etiķskābi sudraba nitrāta šķīdumu ar vara sālsskābi ar skābekli
5 23. Sadalīšanās reakcijas ātrums vienkāršās vielās palielinās, pievienojot spiediena pieaugumu un dzesēšanu, palielinoties reakcijas trauka tilpumam 24. Krekinga oktāna reakcijas ātrums gāzes fāzē palielinās līdz ar atdzesēšanu spiediena palielināšanās palielina reakcijas trauka tilpumu samazina spiedienu palielina reakcijas trauka tilpumu 26. Kurš apgalvojums par katalizatoriem ir nepareizs? Katalizatori piedalās ķīmiskajā reakcijā Katalizatori maina ķīmisko līdzsvaru Katalizatori maina reakcijas ātrumu Katalizatori paātrina gan tiešās, gan apgrieztās reakcijas slāpekļskābe 28. Ķīmiskās reakcijas ātrumu neietekmē amonjaka koncentrācijas izmaiņas.
6 spiediens ūdeņraža koncentrācijas temperatūra 29. Reakcija starp ūdeņradi un fluoru broma joda hlora notiek ar viszemāko ātrumu 30. Lai palielinātu ķīmiskās reakcijas ātrumu, nepieciešams palielināt dzelzs jonu koncentrāciju smalcināt dzelzi samazināt temperatūru samazināt skābi koncentrācija 31. Ūdeņradis ar vislielāko ātrumu reaģē ar bromu jodu fluoru hlors 32. Istabas temperatūrā ūdeņradis visaktīvāk reaģē ar sēru slāpekli hlora bromu 33. Dzelzs un sālsskābes šķīduma reakcijas ātrums samazināsies, palielinoties temperatūrai, atšķaidiet skābi. , palielināt skābes koncentrāciju, samalt dzelzi 34. Lai palielinātu etilacetāta hidrolīzes reakcijas ātrumu, pievieno etiķskābi, pievieno etanolu, karsē šķīdumu, lai palielinātu spiedienu 35. Ar lielāko ātrumu normālos apstākļos ūdens mijiedarbojas ar
7 kalcija oksīds dzelzs silīcija oksīds (IV) alumīnijs 36. Reakcijas ātrums palielinās, palielinoties koncentrācijai, pazeminoties temperatūrai, palielinoties spiedienam, palielinoties temperatūrai 37. Palielinoties slāpekļa koncentrācijai, reakcijas ātrums palielinās 38. Cinka reakcijas ātrums ar sālsskābi nav atkarīgs par skābes koncentrāciju, temperatūru, spiedienu, kontaktreaģentu virsmas laukumu 39. Mijiedarbība starp 40 notiek ar viszemāko ātrumu istabas temperatūrā. Ķīmiskās reakcijas ātrums palielināsies, pievienojot fosforu, palielinot skābekļa koncentrāciju fosfora oksīda koncentrācijas palielināšanās (V) uzņemtā skābekļa tilpuma samazināšanās 41. Reakcijas ātruma palielināšanos veicina:
8 sēra pievienošana temperatūras paaugstināšanās 42. Reakcija starp 43 notiek ar vislielāko ātrumu. Reakcija 44 notiek ar vislielāko ātrumu istabas temperatūrā. Lai palielinātu ķīmiskās reakcijas ātrumu, ir nepieciešams palielināt hroma daudzumu palielināt ūdeņraža jonu koncentrācija pazemināt temperatūru paaugstināt ūdeņraža koncentrāciju dzelzs (III) metāls cinks metāls niķelis bārija hidroksīda šķīdums 46. Ķīmiskās reakcijas ātrums nav atkarīgs no sālsskābes koncentrācijas ūdeņraža koncentrācijas temperatūra maluma pakāpes magnija 47. Reaģentu saskares virsmas laukuma palielināšanās neietekmē reakcijas ātrumu starp sēru un dzelzi, silīciju un skābekli, ūdeņradi un skābekli, cinku un sālsskābi
9 48. Ar lielāko ātrumu nātrija hidroksīds mijiedarbojas ar metāliskā cinka vara (II) sulfātu, slāpekļskābi, dzelzs (II) sulfīdu 49. Ķīmiskās reakcijas ātrums ir atkarīgs no uzņemtā fosfora daudzuma, fosfora koncentrācijas temperatūras. oksīds (V), uzņemtā skābekļa tilpums 50. Ar lielāko ātrumu 51. reakcija norisinās istabas temperatūrā. Reakcija 52. notiek ar vislielāko ātrumu istabas temperatūrā. Reakcijas ātruma palielināšanos veicina: spiediena pazemināšanās, koncentrācijas samazināšanās, sistēmas atdzišana, temperatūras paaugstināšanās 53. Reakcijas ātrums starp cinku un sālsskābes šķīdumu samazināsies, ja reakcijas maisījumu karsē, lai atšķaidītu skābi.
10 cauri reakcijas maisījumam izlaiž hlorūdeņradi, izmanto cinka pulveri 54. Istabas temperatūrā kālija kalcija magnija alumīnijs reaģē ar ūdeni ar vislielāko ātrumu 55. Lai palielinātu 1-brompropāna hidrolīzes reakcijas ātrumu, nepieciešams pievienot skābi. , samazina 1-brompropāna koncentrāciju, paaugstina temperatūru, palielina propanola koncentrāciju 56. Ātrums Reakcija starp magnija un vara sulfāta šķīdumu nav atkarīga no sāls koncentrācijas temperatūras reakcijas trauka tilpumā, virsmas laukuma reaģentu saskare
Uzdevumi A20 ķīmijā 1. Slāpekļa reakcijas ātrums ar ūdeņradi samazinās, 1) pazeminoties temperatūrai 2) palielinoties slāpekļa koncentrācijai 3) tiek izmantots katalizators 4) palielinot spiedienu Ietekmējošie faktori.
1. No piedāvātā vielu saraksta izvēlieties divas vielas, ar kurām dzelzs reaģē bez sildīšanas. cinka hlorīds vara(ii) sulfāts koncentrēta slāpekļskābe atšķaidīta sālsskābe
Tests: "Ķīmiskās reakcijas ātrums". Pārbaudīts: Datums: 1. uzdevums Formula homogēnas reakcijas ātruma noteikšanai 1) 2) 3) 4) 2. uzdevums Matemātiskā izteiksme van't Hoff noteikums 1) 2) 3) 4) Uzdevums
Uzdevumi 5. Vienkāršas un sarežģītas vielas. Neorganiskās vielas 1. Vielas, kuru formulas ir attiecīgi amfoteriskais hidroksīds un skābs amfoteriskais hidroksīds un sāls bāze un skābe
Bāzu un skābju ķīmiskās īpašības 1. Reaģē ar kālija hidroksīda šķīdumu 2. Sērskābes šķīdums reaģē ar šķīdumu 3. Sērskābes šķīdums nereaģē 4. Reaģē vara(II) hidroksīds
Uzdevumi A8 ķīmijā 1. Cinks reaģē ar šķīdumu Metāli reaģē ar mazāk aktīvo metālu sāļu šķīdumiem. Mg, Na, Ca ir aktīvāki metāli nekā cinks, tāpēc šo sāļu reakcija nav iespējama.
1. No piedāvātā saraksta atlasiet divus oksīdus, kas reaģē ar sālsskābes šķīdumu, bet nereaģē ar nātrija hidroksīda šķīdumu. CO SO 3 CuO MgO ZnO 2. No piedāvātā saraksta atlasiet divus
"Atgriezeniskas un neatgriezeniskas ķīmiskas reakcijas. Ķīmiskais līdzsvars. Ķīmiskā līdzsvara nobīde dažādu faktoru ietekmē.". Pārbaudīts: Datums: 1. uzdevums Koeficients ūdens formulas priekšā
Uzdevumu krājums ķīmijā 9. medicīnas klasei, ko sastādījis Gromčenko I.A. Maskavas izglītības centrs 109 2012 Izšķīdušās vielas masas daļa. 1. 250 g šķīduma satur 50 g nātrija hlorīda. Noteikt
2016 1. 4,2 g litija izšķīdināja 250 ml ūdens, pēc tam pievienoja 200 g 20% vara(ii) sulfāta šķīduma. Nosakiet sāls masas daļu iegūtajā atbildē, pierakstiet reakcijas vienādojumus, kas norādīti
Uzdevumu banka 11. klase ķīmija 1. Elektroniskā konfigurācija atbilst jonam: 2. Daļiņām un un un un ir vienāda konfigurācija 3. Magnija un
1. Nogulsnes neveidojas ūdens šķīdumu mijiedarbības laikā un un un 2. Nogulsnes neveidojas ūdens šķīdumu mijiedarbības laikā un un un 3. Ūdens veidojas jonu apmaiņas reakcijā mijiedarbības laikā un un un
Uzdevumi 9. Vienkāršu vielu ķīmiskās īpašības: metāli un nemetāli 1. Dzelzs reaģē ar kalcija hlorīdu broms nātrija oksīds nātrija hidroksīds 2. Hlors reaģē ar slāpekļskābes sulfātu
Uzdevumu banka ķīmija 9. klase 1. Elementam ir trīs elektroni 2. enerģijas līmenī. Elementa sērijas numurs 3 5 7 13 2. Cik elektronu atrodas elementa ārējā līmenī ar sērijas numuru
Sagatavošanas uzdevumi 1. Dzelzs (II) sulfīda sadegšanas laikā skābeklī izdalījās 28 litri sēra dioksīda (normālos apstākļos). Aprēķiniet sākotnējā dzelzs savienojuma masu gramos. Atbilde
Reakcijas, kas apstiprina dažādu neorganisko vielu klašu attiecības. 1. Nātrijs tika sakausēts ar sēru. Iegūtais savienojums tika apstrādāts ar sālsskābi, izdalītā gāze pilnībā reaģēja ar
ĶĪMIJAS TEORĒTISKIE PAMATI 1. Inertās gāzes elektroniskajā konfigurācijā ir jons 1) Fe 3+ 2) Fe 2+ 3) Co 2+ 4) Ca 2+ 2. Inertās gāzes elektroniskajā konfigurācijā ir jons 1) O 2-2) S 2+ 3 ) Si 2+ 4) Br +
Pareizs lēmums 31. uzdevumā jāietver četri vienādojumi Par pareizu katra reakcijas vienādojuma ievadi var iegūt 1 punktu. Maksimālais punktu skaits par šo uzdevumu ir 4 punkti. Katra patiesība
Kods 1.daļa 2.daļa C1 C2 C3 C4 C5 C6 Ʃ Gala rezultāts Gala punktu skaits (no 100 punktiem) (no 10 ballēm) Ievaddarbs reflektantiem uz 10. FH un HB klasēm Lēmums (pareizās atbildes ir treknrakstā)_
1. Kurš no šiem elementiem ir tipiskākais nemetāls? 1) Skābeklis 2) Sērs 3) Selēns 4) Telūrs 2. Kuram no šiem elementiem ir vislielākā elektronegativitāte? 1) Nātrijs
17. Ķīmisko procesu modeļi. Ķīmiskās reakcijas ātruma jēdziens. Faktori, kas ietekmē ķīmiskās reakcijas ātruma izmaiņas Ķīmiskās reakcijas ātrums ir koncentrācijas izmaiņu attiecība
Variants 1743654 1. Nosakiet atomus, kuru diviem no norādītajiem elementiem pamatstāvoklī ir viens nepāra elektrons. 2. Atbilžu laukā ierakstiet atlasīto elementu numurus. Izvēlieties trīs vienumus
Uzdevumi B5 ķīmijā 1. Saskaņojiet oksīda nosaukumu ar vielu formulām, ar kurām tas var mijiedarboties. OKSĪDA NOSAUKUMS A) kālija oksīds oglekļa monoksīds (ii) B) hroma oksīds (iii) oksīds
Uzdevumi A19 ķīmijā 1. Nātrija oksīda mijiedarbība ar ūdeni attiecas uz reakcijām 1) savienojumi, neatgriezenisks 2) apmaiņa, atgriezenisks 3) savienojumi, atgriezenisks 4) apmaiņa, neatgriezenisks Nātrija oksīds - bāzisks
Ķīmijas uzdevumi A9 1. Kurš oksīds reaģē ar šķīdumu, bet nereaģē ar šķīdumu? MgO Bāzes oksīds, jo Mg ir metāls ar oksidācijas pakāpi +2. Bāzes oksīdi reaģē ar skābēm, skābiem oksīdiem,
1. Kāds ir oglekļa atoma kodola lādiņš? 1) 0 2) +6 3) +12 4) -1 2. Kas kopīgs atomiem 12 6C un 11 6C? 1) Masas skaitlis 2) Protonu skaits 3) Neitronu skaits 4) Radioaktīvās īpašības
1. Kāda veida ķīmiskā saite ir bārija oksīdā? kovalentais nepolārs metālisks kovalentais polārais jonu 2. Kāda veida ķīmiskā saite ir hlora(vii) oksīdā? kovalentais polārais jonu kovalents
EKSĀMENS PĀRBAUDE ĶĪMIJĀ (EXTERNAT 9 KLASE) 1. Ķīmiskā reakcija, kas notiek ar nogulšņu veidošanos a) h 2 SO 4 + BaCl 2 b) HNO 3 + KOH c) HCl + CO 2 d) HCl + Ag 2. Ar ko no vielām a) karbonāts
Vasaras uzdevumi ķīmijā: 1. Kāds CO 2 vielas ķīmiskais daudzums satur tik daudz skābekļa atomu, cik ir 160 g SO 3 vielas? 2. Kāds ir vielas CH 4 ķīmiskais daudzums
Uzdevumi 3. Molekulu uzbūve. Ķīmiskā saite 1. Kāda veida ķīmiskā saite ir bārija oksīdā? kovalentais nepolārs metālisks kovalentais polārais jonu 2. Kāda veida ķīmiskā saite ir hlora(vii) oksīdā?
Uzdevumi 11. Bāzu ķīmiskās īpašības. Skābju ķīmiskās īpašības 1. Reaģē ar kālija hidroksīda šķīdumu 2. Sērskābes šķīdums reaģē ar šķīdumu 3. Sērskābes šķīdums nereaģē
1. No piedāvātā saraksta atlasiet divus savienojumus, kuros ir jonu ķīmiskā saite. 2. Starp metanola toluola metanola metānskābes ūdeņraža molekulām veidojas ūdeņraža saite
Federālā zivsaimniecības federālā valsts budžeta aģentūra izglītības iestāde augstākā profesionālā izglītība "Astrahaņas Valsts tehniskā universitāte" Attīstība
5. variants 1. daļa Pildot šīs daļas uzdevumus atbilžu lapā M I zem jūsu veicamā uzdevuma numura (A1 - A30), lodziņā ievietojiet zīmi "x", kuras numurs atbilst to, kuru esat izvēlējies
Ķīmija A11 1. Dzelzs(II) sulfīds reaģē ar katras no divām vielām šķīdumu: Dzelzs(II) sulfīds ir nešķīstošs sāls, tāpēc tas nereaģēs ar citiem sāļiem, bet reaģēs
Ķīmiskā reakcija. Ķīmisko reakciju apstākļi un pazīmes. Ķīmiskie vienādojumi 1. Kurš vienādojums atbilst sadalīšanās reakcijai? 2. Kāds vienādojums atbilst apmaiņas reakcijai? 3. Kas
1. Galvenās īpašības uzrāda elementa ārējais oksīds: 1) sērs 2) slāpeklis 3) bārijs 4) ogleklis 2. Kura no formulām atbilst elektrolītu disociācijas pakāpes izteiksmei: =
1. Kāds ir skābekļa atoma kodola lādiņš? 1) 2 2) +6 3) +7 4) +8 2. Kas ir kopīgs atomos 1 1H, 2 1H, 3 1H? 1) Masas skaits 2) Protonu skaits 3) Neitronu skaits 4) Radioaktīvās īpašības Ieejas testi
Uzdevumi A25 ķīmijā 1. Sērskābe uzrāda oksidējošas īpašības reakcijā, kuras shēma ir: Oksidētāji pieņem elektronus un pazemina oksidācijas pakāpi. Sērskābe var būt oksidējoša
Ķīmijas 11 klase. Demo 3 (45 minūtes) 3 Diagnostikas tematiskais darbs 3, gatavojoties eksāmenam ĶĪMIJĀ par tēmām “Vielu struktūra: atoma uzbūve, ķīmiskā saite, kristālisks
4. Uzdevumi reakcijas produkta masas (tilpuma, vielas daudzuma), masas (tilpuma) daļas un ķīmiskā savienojuma masas daļas (masas) atrašanai maisījumā. Problēmu risināšana jāsāk ar analīzi
1. ieskaite Periodiskais likums un ķīmisko elementu periodiskā sistēma. Atoma struktūra. 1. Kā atšķiras viena elementa izotopu atomi? 1) protonu skaits; 2) neitronu skaits; 3) elektronu skaits;
Uzdevumi C2 ķīmijā 1. Tiek dotas vielas: fosfors, hlors, ūdens šķīdumi sērskābe un kālija hidroksīds. 1. 2. 3. 4. 2. Dots: bromūdeņražskābe, nātrija permanganāts, nātrija hidroksīds un broms. Ierakstīts
9. klase 1. Kuru vielu 1 mola disociācijas laikā veidojas lielākais skaits (molos) jonu? 1. Nātrija sulfāts 2. Dzelzs (III) hlorīds 3. Nātrija fosfāts 4. Kobalta (II) nitrāts
Pārbaudes materiālu demonstrācijas versija 9. klašu skolēnu starpsertificēšanai (ģimenes izglītības un pašizglītības veidā) ĶĪMIJĀ 4 5 Grupas V (A) galvenās apakšgrupas 4. periodā.
OLIMPIĀDES NESPĒJAS KĀRTAS UZDEVUMI „JAUNIE TALANTI. ĶĪMIJA» 2009./2010. MĀCĪBU GADS Nepieciešams atbildēt uz uzdevumiem atbilžu failā! 1.-20. uzdevumā jāizvēlas viena vai vairākas pareizas iespējas.
Demonstrācijas versija ķīmijas 11. klasei 2017.-2018.mācību gads 1. Uzdevums Noteikt, kuriem atomiem diviem no rindā norādītajiem elementiem ir viens ārējās enerģijas līmenī.
Uzdevums 1. Norādīts elektronu izvietojums dzelzs atoma 3. un 4. elektroniskajā līmenī: Kurš no latīņu burtiem norādītajiem elektroniem atbilst šādiem kvantu skaitļiem? n = 3; l =
Aprēķinu uzdevumu risinājums 1. Nosusinot 160 g bārija nitrāta šķīduma ar masas daļu 10% un 50 g kālija hromāta šķīduma ar masas daļu 11%, izgulsnējās nogulsnes. Aprēķināt kālija nitrāta masas daļu izveidotajā
1. Kāds vienādojums atbilst sadalīšanās reakcijai? 2. Kāds vienādojums atbilst apmaiņas reakcijai? 3. Kāds vienādojums atbilst aizvietošanas reakcijai? 4. Sadalīšanās reakcijā, ko pavada izmaiņas
ĶĪMIJA Variants 0000 Instrukcija reflektantiem Eksāmena darbam atvēlētas 3 stundas (180 minūtes). Darbs sastāv no 2 daļām, tajā skaitā 40 uzdevumi. Ja uzdevumu nevar izpildīt nekavējoties,
Aprēķinu uzdevumi neorganiskajā ķīmijā 1. Metāla masas daļa metālu raksturojošā sastāva oksīdā: vienāda ar 71,4%. Atlasiet apgalvojumus, a) NAV reducēts ar ūdeņradi no oksīda b) tiek izmantots
FIPI izmēģinājums OGE 2018 ķīmijā Apmācības variants 1 Sagatavoja Mustafina Jekaterina Andreevna 1 Attēlā parādīts atoma modelis 1) bors 2) alumīnijs 3) slāpeklis 4) berilijs 2 Atomu rādiuss
Vērtēšanas materiāli izvēles kursam „Problēmu risināšana palielināta sarežģītība» uz 0 pakāpēm Uzdevuma numurs Ieejas kontrole Satura elementu un prasību kodificētājs absolventu apmācības līmenim
Biļetes uz pārejas eksāmenu ķīmijā 8. klasē 1. biļete 1. Ķīmijas priekšmets. Vielas. Vielas ir vienkāršas un sarežģītas. Vielu īpašības. 2. Skābes. To klasifikācija un īpašības. 2. biļete 1. Vielu pārvērtības.
Uzdevumi A21 ķīmijā 1. Ķīmiskais līdzsvars sistēmā novirzīsies uz reakcijas produktiem ar 1) spiediena paaugstināšanos 2) temperatūras paaugstināšanos 3) spiediena pazemināšanos 4) katalizatora izmantošanu.
Ķīmijas 9 klase. Demo 5 (90 minūtes) 1 Diagnostikas tematiskais darbs 5, gatavojoties OGE in CHEMISTRY par tēmām “Ķīmisko elementu periodiskās tabulas grupu nemetāli IVA VIIA D.I.
Jonu apmaiņas reakcijas: sagatavošanas uzdevumi 1. Mēģenē ar sāls X šķīdumu tika pievienoti daži pilieni vielas Y šķīduma. Reakcijas rezultātā tika novērotas nogulsnes. No piedāvātā saraksta
Atoma uzbūve un D.I.Mendeļejeva periodiskais likums 1. Ķīmiskā elementa atoma kodola lādiņš, kas atrodas 3.periodā, IIA grupā ir 1) +12 2) +2 3) +10 4) + 8 2. Kāds ir kodola atoma lādiņš (+Z),
Uzdevums ķīmijā stājoties 10.klasē 31.03.2018 1.variants 1. Kā veikt šādas pārvērtības: hlors - hlorūdeņradis - rubīdija hlorīds - hlors? Uzrakstiet reakcijas vienādojumus 2. Skābekļa maisījums un
Noslēguma darba specifikācija 11. klases audzēkņu starpsertificēšanai ķīmijā
1. variants A daļa A 1. Fosfora atoma kodola lādiņš ir 1) + 5; 2) +15; 3) +16; 4) +3 A 2. Mg-AI-Si sērijā īpašības mainās 1) no metāliskas uz nemetālisku 3) no skābas uz bāzisku 2) no bāziskas uz
Uzdevumi 10. Oksīdu ķīmiskās īpašības 1. Sēra(vi) oksīds reaģē ar nātrija nitrātu hloru alumīnija oksīdu silīcija oksīdu 2. Sēra(iv) oksīdu reaģē ar vara(ii) sulfīdu oglekļa skābekli
Dzelzs 1. 7. Vai šādi spriedumi par dzelzs un alumīnija oksīdu īpašībām ir pareizi? A. Gan alumīnijs, gan dzelzs veido stabilus oksīdus oksidācijas stāvoklī +3. B. Dzelzs(III) oksīds ir amfotērisks. 2.
Pašvaldības autonomā vispārējās izglītības iestāde Zarubino ciema galvenā vispārējās izglītības skola Ķīmija Biļetes Ķīmijas skolotāja Somova N.Kh. 2012. gads Eksāmenu biļetesķīmijā Teorētiskā
1. PRASĪBAS ABSOLENTU SAGATAVOŠANAS LĪMENIM Ķīmijas apguves rezultātā studentam: jāzina / jāsaprot: - ķīmiskie simboli: ķīmisko elementu zīmes, formulas. ķīmiskās vielas un ķīmiskie vienādojumi
4.1.3. 11. klases uzdevumi 1. Viens no svarīgākajiem raksturlielumiem kovalentā saite ir tā garums. Kuriem no šiem savienojumiem ir īsākais saites garums? 1. HF 2. HCl 3. HBr 4. HI 2. Liels skaits
ĶĪMIJA, 11. klase 1. variants, 2014. gada marts Reģionālais diagnostiskais darbs par ĶĪMIJAS 1. IESPĒJU A daļa Aizpildot uzdevumus A1 A9 1. atbildes veidlapā, zem veicamā uzdevuma numura lodziņā ievieto zīmi "x",
ĶĪMIJA, 11. klase 1. variants, 2014. gada marts Reģionālais diagnostiskais darbs par ĶĪMIJAS 1. IESPĒJU A daļa Aizpildot uzdevumus A1 A9 1. atbildes veidlapā, zem veicamā uzdevuma numura lodziņā ievieto zīmi "x",