At Kako temperatura raste, brzina većine kemijskih reakcija se značajno povećava, a za homogene reakcije, kada se zagrijavaju na svakih deset stupnjeva, brzina reakcije se povećava 2-4 puta.
Ukupan broj čestica u sistemu (N) jednak je površini ispod krive. Ukupan broj čestica sa energijom većom od Ea jednak je zasjenjenoj površini.
Sa slike 2 može se vidjeti da se povećanjem temperature distribucija energije čestica mijenja tako da se povećava udio čestica sa većom energijom. Dakle, važan koncept za hemijsku reakciju je energija aktivacije.
Energija aktivacije je energija koju čestice moraju imati da bi njihova interakcija dovela do kemijske reakcije. Energija aktivacije je izražena u kJ/mol. Za reakcije koje se odvijaju značajnom brzinom, energija aktivacije ne prelazi 50 kJ/mol (za reakcije jonske izmjene Ea » 0); ako je Ea > 100 kJ/mol, tada je brzina reakcije nemjerljivo niska.
S. Arrhenius je 1889. dao jednačinu za ovisnost konstante brzine kemijske reakcije od temperature:
k = Ae - Ea/RT
gdje, A - preekspopotencijalni faktor, u zavisnosti od prirode reagujućih supstanci;
R- gasna konstanta = 8,314 J/(mol? K);
Ea- aktivaciona energija.
Iz Arrheniusove jednadžbe slijedi da što je veća energija aktivacije, to je više potrebno povećati temperaturu da bi se održala potrebna brzina reakcije.
Na slici 3 prikazana je zavisnost promene potencijalne energije reakcionog sistema od puta reakcije. Iz gornje slike se može vidjeti da se za egzotermnu reakciju (koja se događa oslobađanjem topline), gubitak aktivnih molekula nadoknađuje energijom koja se oslobađa tijekom reakcije. U slučaju endotermne reakcije, toplina je potrebna za održavanje potrebne brzine reakcije.
| Egzotermna reakcija | Endotermna reakcija |
Slika 10.3 Energetski dijagram hemijske reakcije
A - reaktanti, C - proizvodi.
2.4 Utjecaj stranih tvari
Strane tvari, ovisno o utjecaju koji imaju, mogu ubrzati reakcije - katalizatori ili ih usporiti - inhibitori.
Katalizatori- to su tvari koje ubrzavaju kemijske reakcije, ali ostaju nepromijenjene nakon reakcije.
Inhibitori - to su supstance koje usporavaju reakcije.U praksi je ponekad potrebno usporiti reakcije (korozija metala i sl.) to se postiže uvođenjem inhibitora u reakcioni sistem. Na primjer, natrijev nitrit, kalijev kromat i dikromat smanjuju stopu korozije metala.
Promoteri- tvari koje povećavaju aktivnost katalizatora. U ovom slučaju, sami promotori možda nemaju katalitička svojstva.
Katalitički otrovi- strane nečistoće u reakcijskoj smjesi, koje dovode do djelomičnog ili potpunog gubitka aktivnosti katalizatora. Dakle, tragovi arsena i fosfora uzrokuju brz gubitak aktivnosti V 2 O 5 katalizatora tokom kontaktne metode za proizvodnju H 2 SO 4 .
3. Hemijska ravnoteža
U kemijskim reakcijama početne tvari se ne pretvaraju uvijek u potpunosti u produkte reakcije. To se događa zato što se produkti reakcije akumuliraju, mogu se stvoriti uslovi za pojavu obrnute reakcije. Većina hemijskih reakcija je reverzibilna.
Kao primjer, analizirajmo reverzibilnu reakciju sinteze amonijaka iz dušika i vodika, što je izuzetno važno za industriju:
direktna reakcija -2N 2 + 3H 2 →2NH 3 ,
obrnuta reakcija - 2NH 3 →N 2 + 3H 2,
reverzibilna reakcija - 2N 2 + 3H 2« 2NH 3.
Prednja i reverzna reakcija su odvojene reakcije sa odgovarajućim kinetičkim jednačinama, faktorima prije izlaganja, energijama aktivacije itd.
Važna kvantitativna karakteristika reverzibilnih reakcija je konstanta ravnoteže, koja se određuje kada sistem dostigne hemijsku ravnotežu – stanje u kojem su brzine napredne i reverzne reakcije jednake. Primjeri primjene zakona masovnog djelovanja (LMA).
Izvedemo konstantu ravnoteže na primjeru reakcije sinteze amonijaka.
Kinetička jednadžba naprijed reakcije
N 2 +3H 2 →2NH 3
ima oblik Vpr = Kpr 3.
Kinetička jednadžba obrnute reakcije
2NH 3 →N 2 + 3H 2
ima oblik Vobr = Cobr 2.
U stanju hemijske ravnoteže, Vpr = Vbr.
Zamjenom izraza za brzine direktne i reverzne reakcije u uslov hemijske ravnoteže dobijamo sljedeću jednakost Kpr 3 = Cobr 2.
Nakon transformacije dobijamo
.
4. Le Chatelierov princip
Ako je sistem u stanju hemijske ravnoteže podložan bilo kakvom spoljašnjem uticaju, onda će se ravnoteža kao rezultat procesa koji se dešavaju u sistemu pomeriti na način da će se efekat smanjiti.
4.1 Utjecaj promjene koncentracija na ravnotežu
Kada se koncentracija bilo koje od tvari koje sudjeluju u reakciji poveća, ravnoteža se pomiče prema potrošnji ove tvari, a kada se smanji, prema stvaranju ove tvari.
Primjer 1. Ako je u ravnotežnom sistemu
2N 2 + 3H 2« 2NH 3
dodati N 2 ili H 2 , zatim, u skladu sa Le Chatelierovim principom, da bi se smanjile koncentracije ovih supstanci, ravnoteža bi se trebala pomjeriti udesno, prinos NH 3 će se povećati. Kako se koncentracija NH 3 povećava, ravnoteža će se shodno tome pomjeriti ulijevo.
4.2 Utjecaj promjena pritiska na ravnotežu
Pritisak u zatvorenom reakcionom sistemu određen je prisustvom gasovitih materija u njemu: što ih je više, to je veći pritisak. Stoga će promjena vanjskog tlaka utjecati na ravnotežu samo u slučajevima kada su uključene plinovite tvari, a njihova količina u naprijed i obrnutoj reakciji je različita.
Ako se pritisak poveća u sistemu koji je u stanju hemijske ravnoteže, tada će se pretežno desiti reakcija, usled koje se smanjuje količina gasovitih materija; kada se tlak smanji, prvenstveno se javlja reakcija, zbog čega se povećava količina plinovitih proizvoda.
Primjer 1. Da li je moguće povećati prinos proizvoda u reakciji promjenom pritiska? CO 2 (g) + H 2 (g)« CO(g) + H 2 O (g).
Rješenje: Reakciona smjesa uključuje plinovite reagense, ali se njihova količina u reakciji ne mijenja: od jednog mola CO 2 (g) i jednog mola H2 (g), jedan mol CO (g) i H 2 O (g) su dobijeno. Iz tog razloga, promjene tlaka ne utječu na stanje ravnoteže.
Primjer 2. Kako će se ravnotežne koncentracije reaktanata mijenjati s povećanjem pritiska u sistemu? N 2 + 3H 2 « 2NH 3 ?
Iz jednadžbe reakcije jasno je da se od 4 mola plina početnih proizvoda formiraju 2 mola plina produkta reakcije. Dakle, s povećanjem tlaka, ravnoteža će se pomaknuti od naprijed reakcije, jer to dovodi do smanjenja tlaka.
4.3 Utjecaj promjena temperature na hemijsku ravnotežu
Većina kemijskih reakcija odvija se oslobađanjem ili apsorpcijom topline. U prvom slučaju temperatura smjese se povećava, u drugom se smanjuje.
Ako se reakciona smjesa u stanju kemijske ravnoteže zagrije, tada bi, u skladu s Le Chatelierovim principom, trebala nastupiti pretežno reakcija, uslijed koje će se apsorbirati toplina, tj. endotermna reakcija; Kada se smjesa ohladi, prije svega bi trebala nastupiti reakcija uslijed koje će se osloboditi toplina, tj. endotermna reakcija.
Ako se temperatura poveća u sistemu u stanju hemijske ravnoteže, tada se ravnoteža pomera ka endotermnoj reakciji, a kada se temperatura smanjuje, ka egzotermnoj reakciji.
Primjer: 2N 2 + 3H 2« 2NH3,H0 = - 92 kJ
Reakcija je egzotermna, dakle, kako temperatura raste, ravnoteža se pomiče ulijevo, a kako se temperatura smanjuje, pomiče se udesno.
Iz ovoga slijedi da se temperatura mora sniziti da bi se povećao prinos amonijaka. U praksi održavaju temperaturu od 500 0C, jer na nižoj temperaturi brzina direktne reakcije naglo opada.
Hemijska ravnoteža je po prirodi dinamička: prednje i obrnute reakcije se ne zaustavljaju u ravnoteži.
Konstanta ravnoteže zavisi od temperature i prirode reaktanata. Što je veća konstanta ravnoteže, to se ravnoteža više pomera prema stvaranju direktnih produkta reakcije
Le Chatelierov princip je univerzalan, jer je primjenjiv ne samo na čisto hemijske procese, već i na fizičko-hemijske pojave, kao što su kristalizacija, otapanje, ključanje i fazne transformacije u čvrstim materijama.
Povećanje temperature ubrzava sve hemijske reakcije. Van't Hoff je u početku eksperimentalno utvrdio da kada Za svakih 10 stepeni povećanja temperature, brzina se povećava za 2 ¸ 4 puta ( van't Hoffovo pravilo ). Ovo odgovara ovisnosti brzine o temperaturi po stepenu:
gdje je T > T 0, g - van't Hoffov temperaturni koeficijent.
Međutim, ova jednadžba nije teorijski opravdana ; eksperimentalni podaci se bolje opisuju eksponencijalnom funkcijom (Arrheniusova jednadžba):
,
gdje je A predeksponencijalni faktor koji ne ovisi o T, E a je energija aktivacije kemijske reakcije (kJ/mol), R je univerzalna plinska konstanta.
Arrheniusova jednačina se obično piše za konstantu brzine:
.
Ova jednačina je teorijski opravdana metodama statističke fizike. Kvalitativno, ovo opravdanje je sljedeće: budući da se reakcije javljaju kao rezultat slučajnih sudara molekula, te sudare karakterizira gotovo kontinuirani skup energija od najmanje do najveće. Očigledno, reakcija će se dogoditi samo kada se molekuli sudare s dovoljno energije da razbiju (ili značajno rastegnu) neke kemijske veze. Za svaki sistem postoji energetski prag E a, od kojeg je energija dovoljna da se reakcija odigra; kriva 1 na slici 5.1 odgovara ovom mehanizmu. Kako se sudari dešavaju frekvencijom koja zavisi od temperature prema eksponencijalnom zakonu, dobijaju se formule 5.9 i 5.10. Tada predeksponencijalni faktori A i k 0 predstavljaju neku karakteristiku ukupnog broja sudara, a termin predstavlja proporciju efektivnih sudara.
Analiza eksperimentalnih podataka vrši se korištenjem logaritamskog oblika Arrheniusove jednadžbe:
.
Raspored je izgrađen u tzv Arrhenius koordinate
(ln k -), sl. 7.2; iz grafa pronađite k o i E a.
S obzirom na eksperimentalne podatke za dvije temperature k o i E a teoretski je lako pronaći:
; 
;
Brzina kemijske reakcije u velikoj mjeri ovisi o energiji aktivacije. Za ogromnu većinu reakcija leži u rasponu od 50 do 250 kJ/mol. Reakcije za koje
E a > 150 kJ/mol, praktično ne curi na sobnoj temperaturi.
Primjer 1. Kompleksna ireverzibilna reakcija 2N 2 O 5 = 4NO 2 + O 2 je reakcija prvog reda. Kako će se promijeniti njegova brzina kada se pritisak poveća 5 puta?
Rješenje. Kinetička jednačina ove reakcije u opštem obliku: V = k·a. Pošto je reakcija složena, moguće je da je a ¹ 2. Prema uslovu, redosled reakcije je
a = 1. Za gasne reakcije ulogu koncentracije igra pritisak. Zbog toga
V = kP, a ako je P 1 = 5P, onda je V 1 /V = 5, tj. brzina se povećava pet puta.
Pronađite konstantu brzine, redoslijed reaktanata i napišite kinetičku jednačinu.
Rješenje. Kinetička jednačina za brzinu ove reakcije u opštem obliku:
V = k a b .
Ove tabele vam omogućavaju da pronađete redosled reakcija za NO (a) i H 2 (b) smanjenjem redosleda reakcije, tj. analizirajući eksperimente u kojima jedan od reagensa ima konstantnu koncentraciju. Dakle, = 0,01 u prvoj i drugoj koloni, dok se mijenja.
. (privatna narudžba prema H 2).
Za drugi i treći stupac je, naprotiv, isti, i - su različiti, dakle:
(privatna narudžba od NO).
Pošto se a i b poklapaju sa stehiometrijskim koeficijentima, reakcija može biti jednostavna. Konstanta brzine se može naći iz podataka u svakoj koloni:
Dakle, kinetička jednačina je: V = 2,5. 10 3 2 .
Ukupni (ukupni) red ove reakcije (a + b) je 3.
Primjer 3. Brzina reakcije A + 3B = AB 3 određena je kinetičkom jednačinom V = k[A]·[B]. Odredite opšti redosled reakcije. Kakva je ovo reakcija - jednostavna ili složena? Koliko će se puta povećati brzina reakcije ako se koncentracija poveća za 3 puta?
Rješenje. Red reakcije je određen zbirom eksponenata reaktanata u kinetičkoj jednadžbi. Za ovu reakciju, ukupni redoslijed je dva (1 +1).
Ako bi ova reakcija bila jednostavna, onda po zakonu masovnog djelovanja
V = k[A] 1. [B] 3 i ukupni poredak bi bio (1+ 3) = 4, tj. eksponenti u kinetičkoj jednačini se ne poklapaju sa stehiometrijskim koeficijentima, stoga je reakcija složena i odvija se u nekoliko faza.
Kada se koncentracije reagensa povećaju za 3 puta: V 1 = k·3[A]·3[B] = 3 2 V, odnosno brzina će se povećati za 3 2 = 9 puta.
Primjer 4. Odrediti energiju aktivacije reakcije i njen temperaturni koeficijent ako su na 398 i 600 0 C konstante brzine jednake 2,1×10 -4 i 6,25×10 -1, respektivno.
Rješenje. E a iz dvije vrijednosti može se izračunati pomoću formule 5.12 :
192b33 J/mol.
Temperaturni koeficijent nalazimo iz izraza (5.8), jer Vµk:
.
Kataliza
Jedna od najčešćih metoda ubrzanja hemijskih reakcija u hemijskoj praksi je kataliza.Katalizator je supstanca koja više puta učestvuje u međufazama reakcije, ali iz nje izlazi hemijski nepromenjena.
Na primjer, za reakciju A 2 + B 2 = 2AB
učešće katalizatora K može se izraziti jednačinom
A 2 + K + B 2 ® A 2.... K + B 2 ® A 2 ...K...B 2 ® 2AB + K.
Ove jednačine se mogu predstaviti krivuljama potencijalne energije (slika 5.2.).
Rice. 5.2. Energetski dijagram reakcije
sa i bez katalizatora
Sa slike 5.2 može se vidjeti da:
1) katalizator smanjuje energiju aktivacije, mijenjajući mehanizam reakcije - prolazi kroz nove faze, od kojih se svaki karakteriše niskom energijom aktivacije;
2) katalizator ne menja DN reakcije (kao i DG, DU i DS);
3) ako je katalizirana reakcija reverzibilna, katalizator ne utiče na ravnotežu, ne mijenja konstantu ravnoteže i ravnotežne koncentracije komponenti sistema. Podjednako ubrzava i naprijed i nazad reakcije, čime se ubrzava vrijeme za postizanje ravnoteže.
Očigledno, u prisustvu katalizatora, energija aktivacije reakcije opada za iznos DE k. Pošto je u izrazu za konstantu brzine reakcije (jednačina 5.10) energija aktivacije uključena u negativan eksponent, čak i mali pad u E a uzrokuje vrlo veliko povećanje brzine reakcije: 
.
Učinak katalizatora na redukciju E a može se ilustrirati na primjeru reakcije razgradnje jodovodika:
2HI = H 2 + I 2 .
Dakle, za reakciju koja se razmatra, smanjenje energije
aktivacija od 63 kJ, tj. 1,5 puta, odgovara povećanju brzine reakcije na 500 K za više od 10 6 puta.
Treba napomenuti da predeksponencijalni faktor katalitičke reakcije k 0 1 nije jednak k 0 i obično je mnogo manji, međutim, odgovarajuće smanjenje brzine ne nadoknađuje njegovo povećanje zbog E a.
Primjer 5. Energija aktivacije određene reakcije u odsustvu katalizatora je 75,24 kJ/mol, a kod katalizatora 50,14 kJ/mol. Koliko puta se povećava brzina reakcije u prisustvu katalizatora ako se reakcija odvija na 25 0 C, a predeksponencijalni faktor u prisustvu katalizatora smanji se 10 puta.
Rješenje. Označimo energiju aktivacije reakcije bez katalizatora sa Ea, a u prisustvu katalizatora sa Ea 1; Odgovarajuće konstante brzine reakcije označavamo sa k i k 1 . Koristeći Arrheniusovu jednačinu (5.9) (vidi odjeljak 5.3) i uzimajući k 0 1 /k 0 = 10, nalazimo:
Odavde 
Konačno nalazimo:
Dakle, smanjenje energije aktivacije katalizatora za 25,1 kJ dovelo je do povećanja brzine reakcije za 2500 puta, unatoč 10-strukom smanjenju predeksponencijalnog faktora.
Katalitičke reakcije se klasificiraju prema vrsti katalizatora i vrsti reakcije. Na primjer, prema stanju agregacije katalizatora i reagensa, kataliza se dijeli na homogena(katalizator i reaktant čine jednu fazu) i heterogena(katalizator i reagensi su u različitim fazama, postoji fazna granica između katalizatora i reagensa).
Primjer homogene katalize može biti oksidacija CO u CO 2 kisikom u prisustvu NO 2 (katalizator). Mehanizam katalize može se opisati sljedećim reakcijama:
CO (g) + NO 2 (g) ® CO 2 (g) + NO (g) ,
2NO (g) + O 2 (g) ® 2NO 2 (g);
a katalizator (NO 2) ponovo učestvuje u prvoj reakciji.
Slično, reakcija oksidacije SO 2 u SO 3 može se katalizirati; Slična reakcija se koristi u proizvodnji sumporne kiseline metodom "dušiša".
Primjer heterogene katalize je proizvodnja SO 3 iz SO 2 u prisustvu Pt ili V 2 O 5:
SO 2 (g) + O 2 (g) ® SO 3 (g).
Ova reakcija se također koristi u proizvodnji sumporne kiseline („kontaktna“ metoda).
Heterogeni katalizator (gvožđe) se takođe koristi u proizvodnji amonijaka iz azota i vodonika iu mnogim drugim procesima.
Efikasnost heterogenih katalizatora je obično mnogo veća od one homogenih. Brzina katalitičkih reakcija u slučaju homogenog katalizatora ovisi o njegovoj koncentraciji, a u slučaju heterogenog katalizatora, o njegovoj specifičnoj površini (odnosno disperznosti) - što je veća, to je veća brzina. Ovo posljednje je zbog činjenice da se katalitička reakcija odvija na površini katalizatora i uključuje faze adsorpcije (slijepljenja) molekula reagensa na površini; po završetku reakcije, njeni proizvodi se desorbiraju. Kako bi se povećala površina katalizatora, oni se drobe ili proizvode posebnim metodama koje proizvode vrlo fine prahove.
Navedeni primjeri su ujedno i primjeri redoks kataliza. U ovom slučaju prelazni metali ili njihova jedinjenja (Mn 3+, Pt, Au, Ag, Fe, Ni, Fe 2 O 3 itd.) obično deluju kao katalizatori.
U kiselo-baznoj katalizi ulogu katalizatora imaju H +, OH - i druge slične čestice - nosioci kiselosti i bazičnosti. Dakle, reakcija hidrolize
CH 3 COOCH 3 + H 2 O CH 3 COOH + CH 3 OH
ubrzava približno 300 puta kada se doda bilo koja od jakih kiselina: HCl, HBr ili HNO 3.
Kataliza je od velikog značaja u biološkim sistemima. U ovom slučaju se zove katalizator enzim. Efikasnost mnogih enzima je mnogo veća od one kod konvencionalnih katalizatora. Na primjer, za reakciju fiksacije dušika u amonijak
N2 + 3H2 = 2NH3
U industriji se koristi heterogeni katalizator u obliku spužvastog željeza s dodatkom metalnih oksida i sulfata.
U ovom slučaju, reakcija se provodi pri T » 700 K i P » 30 MPa. Ista sinteza se događa u kvržicama biljaka mahunarki pod djelovanjem enzima na obične T i R.
Katalitički sistemi nisu ravnodušni prema nečistoćama i aditivima. Neki od njih povećavaju efikasnost katalize, kao na primjer u gornjem primjeru katalize sinteze amonijaka gvožđem. Takvi aditivi katalizatoru se nazivaju promoteri(kalijum i aluminijum oksidi u gvožđu). Neke nečistoće, naprotiv, potiskuju katalitičku reakciju ("otruju" katalizator), ovo katalitičkih otrova. Na primjer, sinteza SO 3 na Pt katalizatoru je vrlo osjetljiva na nečistoće koje sadrže sulfidni sumpor; sumpor truje površinu platinskog katalizatora. Nasuprot tome, katalizator na bazi V 2 O 5 je neosetljiv na takve nečistoće; Čast razvoja katalizatora na bazi vanadijum oksida pripada ruskom naučniku G.K. Boreskov.
gdje je g temperaturni koeficijent, uzimajući vrijednosti od 2 do 4.
Objašnjenje zavisnosti brzine reakcije od temperature dao je S. Arrhenius. Ne dovodi do reakcije svaki sudar molekula reaktanta, već samo najjači sudari. Samo molekuli s viškom kinetičke energije sposobni su za kemijske reakcije.
S. Arrhenius je izračunao udio aktivnih (tj. koji dovode do reakcije) sudara reagujućih čestica a, u zavisnosti od temperature: - a = exp(-E/RT). i izneo Arrheniusova jednadžba za konstantu brzine reakcije:
k = koe-E/RT
gdje ko i E d zavise od prirode reagensa. E je energija koja se mora dati molekulima da bi stupile u interakciju, tzv aktivaciona energija.
Van't Hoffovo pravilo- empirijsko pravilo koje omogućava, kao prvu aproksimaciju, da se proceni uticaj temperature na brzinu hemijske reakcije u malom temperaturnom opsegu (obično od 0 °C do 100 °C). J. H. Van't Hoff je, na osnovu mnogih eksperimenata, formulirao sljedeće pravilo:
Energija aktivacije u hemiji i biologiji - minimalna količina energije koja je potrebna da se prenese u sistem (u hemiji izražena u džulima po molu) da bi se reakcija odigrala. Termin je uveo Svante August Arrhenius godine. Tipična notacija za reakcijsku energiju Ea.
Entropija aktivacije se smatra razlikom između entropije prelaznog stanja i osnovnog stanja reaktanata. Određen je uglavnom gubitkom translacionih i rotacionih stepena slobode čestica tokom formiranja aktiviranog kompleksa. Značajne promjene (vibracijski stupnjevi slobode) također mogu nastati ako je aktivirani kompleks nešto čvršće upakovan od reaktanata.
Entropija aktivacije takvog prijelaza je pozitivna.
Entropija aktivacije zavisi od mnogo faktora. Kada se u bimolekularnoj reakciji dvije početne čestice spoje kako bi formirale prijelazno stanje, translacijska i rotacijska entropija dviju čestica opadaju na vrijednosti koje odgovaraju jednoj čestici; blago povećanje entropije vibracija nije dovoljno da se kompenzira ovaj efekat.
Entropije aktivacije u suštini više variraju ovisno o strukturi nego entalpije. Entropije aktivacije se u većini slučajeva dobro slažu sa Prajsovim i Hametovim pravilom. Ova serija također ima poseban značaj da se povećanje entropije silapa vjerovatno može precizno izračunati iz poznatih apsolutnih entropija odgovarajućih ugljikovodika
Ticket#2
1) GLAVNE KLASE NEORGANSKIH JEDINJENJA: Baze, oksidi, kiseline, soli.
2) Be – berilijum.
Hemijska svojstva: berilij je relativno malo reaktivan na sobnoj temperaturi. U svom kompaktnom obliku, ne reagira s vodom i parom čak ni na temperaturama crvene topline i ne oksidira se zrakom do 600 °C. Kada se zapali, berilijev prah gori jakim plamenom, stvarajući oksid i nitrid. Halogeni reagiraju s berilijumom na temperaturama iznad 600 °C, a halkogeni zahtijevaju još više temperature.
Fizička svojstva: Berilijum je relativno tvrd, ali krhak srebrno-bijeli metal. Ima visok modul elastičnosti - 300 GPa (za čelik - 200-210 GPa). Na zraku je aktivno prekriven postojanim oksidnim filmom
Magnezijum (Mg). Fizička svojstva: Magnezijum je srebrno-beli metal sa heksagonalnom rešetkom, prostorne grupe P 63/mmc, parametara rešetke a = 0,32029 nm, c = 0,52000 nm, Z = 2. U normalnim uslovima, površina magnezijuma je prekrivena trajnim zaštitnim filmom magnezijum oksida MgO, koji se uništava kada se zagrije na zraku do približno 600 °C, nakon čega metal gori zasljepljujućim bijelim plamenom da nastane magnezijev oksid i nitrid Mg3N2.
Hemijska svojstva: Mješavina magnezijuma u prahu sa kalijum permanganatom KMnO4 - eksploziv
Vrući magnezijum reaguje sa vodom:
Mg (razgr.) + H2O = MgO + H2;
Alkalije ne utiču na magnezijum; lako se otapa u kiselinama, oslobađajući vodonik:
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2;
Kada se zagrije na zraku, magnezij gori i formira oksid; mala količina nitrida također se može formirati s dušikom:
2Mg + O2 = 2MgO;
3Mg + N2 = Mg3N2
Ulaznica br. 3. Rastvorljivost- sposobnost supstance da formira homogene sisteme sa drugim supstancama - rastvori u kojima se supstanca nalazi u obliku pojedinačnih atoma, jona, molekula ili čestica.
Zasićeni rastvor- otopina u kojoj je otopljena supstanca pod datim uvjetima dostigla svoju maksimalnu koncentraciju i više se ne otapa. Talog ove supstance je u ravnoteži sa supstancom u rastvoru.
Nezasićeni rastvor- otopina u kojoj je koncentracija otopljene tvari manja nego u zasićenoj otopini i u kojoj se pod datim uvjetima može otopiti nešto više od nje.
Prezasićene otopine- otopine koje karakteriše činjenica da je sadržaj otopljene supstance u njima veći od onog koji odgovara njenoj normalnoj rastvorljivosti u datim uslovima.
Henrijev zakon- zakon prema kojem je, pri konstantnoj temperaturi, rastvorljivost gasa u datoj tečnosti direktno proporcionalna pritisku ovog gasa iznad rastvora. Zakon je pogodan samo za idealna rješenja i niske pritiske.
Henryjev zakon se obično piše na sljedeći način:
gdje je p parcijalni tlak plina iznad otopine,
c je koncentracija plina u otopini u frakcijama mola,
k - Henrijev koeficijent.
Ekstrakcija(od kasnolat. extractio - ekstrakcija), ekstrakcija, proces odvajanja mješavine tekućih ili čvrstih supstanci pomoću selektivnih rastvarača (ekstraktanata).
Ulaznica br. 4. 1)Maseni udio Ovo je omjer mase otopljene tvari i ukupne mase otopine. Za binarno rješenje
ω(x) = m(x) / (m(x) + m(s)) = m(x) / m
gdje je ω(x) maseni udio otopljene supstance X
m(x) - masa rastvorene supstance X, g;
m(s) - masa rastvarača S, g;
m = m(x) + m(s) - masa rastvora, g.
2)Aluminijum- element glavne podgrupe treće grupe trećeg perioda periodnog sistema hemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva, sa atomskim brojem 13.
Pronalaženje u prirodi:
Prirodni aluminijum se gotovo u potpunosti sastoji od jednog stabilnog izotopa, 27Al, sa tragovima 26Al, radioaktivnog izotopa sa poluživotom od 720.000 godina koji nastaje u atmosferi kada su jezgra argona bombardovana protonima kosmičkih zraka.
Potvrda:
Sastoji se od rastvaranja aluminijum oksida Al2O3 u rastopljenom kriolitu Na3AlF6, nakon čega slijedi elektroliza korištenjem potrošnih koksnih ili grafitnih elektroda. Ovaj način proizvodnje zahtijeva puno električne energije, pa je postao popularan tek u 20. stoljeću.
Aluminotermija- metoda za proizvodnju metala, nemetala (kao i legura) redukcijom njihovih oksida metalnim aluminijumom.
Ulaznica br. 5. RASTVORENJA NEELEKTROLITA, binarni ili višekomponentni mol. sistema, čiji se sastav može kontinuirano mijenjati (barem u određenim granicama). Za razliku od otopina elektrolita, otopine neelektrolita (mol. otopine) ne sadrže nabijene čestice u bilo kojoj primjetnoj koncentraciji. rastvori neelektrolita mogu biti čvrsti, tečni i gasoviti.
Raoultov prvi zakon
Raoultov prvi zakon povezuje pritisak zasićene pare iznad rastvora sa njegovim sastavom; formuliran je na sljedeći način:
Parcijalni pritisak zasićene pare komponente rastvora je direktno proporcionalan njenom molskom udjelu u rastvoru, pri čemu je koeficijent proporcionalnosti jednak pritisku zasićene pare iznad čiste komponente.
Raoultov drugi zakon
Činjenica da je pritisak pare iznad rastvora različit od pritiska pare iznad čistog rastvarača značajno utiče na procese kristalizacije i ključanja. Iz Raoultovog prvog zakona izvedene su dvije posljedice koje se odnose na smanjenje tačke smrzavanja i povećanje tačke ključanja rastvora, koje su u svom kombinovanom obliku poznate kao Raoultov drugi zakon.
Krioskopija(od grčkog kryos - hladno i scopeo - gledam) - mjerenje smanjenja tačke smrzavanja otopine u odnosu na čisto otapalo.
Van't Hoffovo pravilo - Za svakih 10 stepeni povećanja temperature, konstanta brzine homogene elementarne reakcije povećava se dva do četiri puta
Tvrdoća vode- skup hemijskih i fizičkih svojstava vode povezanih sa sadržajem rastvorenih soli zemnoalkalnih metala, uglavnom kalcijuma i magnezijuma.
Ulaznica br. 6. RASTVORE ELEKTROLITA, sadrže primjetne koncentracije jona-katjona i aniona nastalih kao rezultat elektrolitičke disocijacije molekula otopljene tvari.
Jaki elektroliti- hemijski spojevi čiji su molekuli u razrijeđenim otopinama gotovo potpuno disocirani na ione.
Slabi elektroliti- hemijski spojevi čiji molekuli, čak ni u jako razrijeđenim otopinama, nisu potpuno disocirani na ione koji su u dinamičkoj ravnoteži s nedisociranim molekulima.
Elektrolitička disocijacija- proces razgradnje elektrolita na jone kada se rastvori u polarnom rastvaraču ili tokom topljenja.
Ostwaldov zakon razblaženja- odnos koji izražava ovisnost ekvivalentne električne provodljivosti razrijeđene otopine binarnog slabog elektrolita o koncentraciji otopine:
Grupa 4 P-elementi– ugljenik, silicijum, germanijum, kalaj i olovo.
Ulaznica br. 7. 1) Elektrolitička disocijacija- Ovo je razlaganje supstance na jone pod uticajem polarnih molekula rastvarača.
pH = -lg.
Puferska rješenja– to su otopine kada se dodaju kiseline ili lužine kojima se njihov pH blago mijenja.
Ugljena kiselina se formira:
1) srednje soli (karbonati),
2) kiseli (hidrokarbonati).
Karbonati i hidrokarbonati su termički nestabilni:
CaCO3 = CaO + CO2^,
Ca(HCO3)2 = CaCO3v + CO2^ + H2O.
Natrijum karbonat (natrijum karbonat) je jedan od glavnih proizvoda hemijske industrije. U vodenom rastvoru hidrolizira prema reakciji
Na2SO3 > 2Na+ + SO3-2,
CO3-2 + H+-OH- - HCO3- + OH-.
Natrijum bikarbonat (soda bikarbona) – široko se koristi u prehrambenoj industriji. Zbog hidrolize, rastvor takođe ima alkalno okruženje
NaHCO3 > Na+ + HCO3-,HCO3- + H-OH - H2CO3 + OH-.
Soda pepeo i soda bikarbona su u interakciji sa kiselinama
Na2SO3 + 2NCl - 2NaSl + SO2^ + N2O,
2Na+ + SO3-2 + 2N+ + 2Sl- - 2Na+ + 2Sl- + SO2^ + N2O,
CO3-2 + 2H+ - CO2^ + H2O;
NaHCO3 + CH3COON - CH3COONa + CO2^ + H2O,
Na+ + HCO3- + CH3COOH - CH3COO- + Na+ + CO2^ + H2O,
HCO3- + CH3COOH - CH3COO- + CO2^ + H2O.
Ulaznica br. 8. 1)_jonska izmjena u otopinama:
Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 +H2O
2Na + CO3 + 2H + SO4 → 2Na + SO4 + CO2 + H2O
CO3 + 2H → CO2 + H2O
Otpuštanje C gasa: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl
2) Hemijska svojstva dušika. Dušik stupa u interakciju samo s takvim aktivnim metalima kao što su litij, kalcij, magnezij kada se zagrije na relativno niske temperature. Azot reaguje sa većinom drugih elemenata na visokim temperaturama iu prisustvu katalizatora. Jedinjenja azota sa kiseonikom N2O, NO, N2O3, NO2 i N2O5 su dobro proučavana.
Fizička svojstva dušika. Azot je nešto lakši od vazduha; gustina 1,2506 kg/m3 (na 0°C i 101325 n/m2 ili 760 mm Hg), tačka topljenja -209,86°C, tačka ključanja -195,8°C. Azot se teško ukapljuje: njegova kritična temperatura je prilično niska (-147,1 °C), a kritični pritisak je visok 3,39 Mn/m2 (34,6 kgf/cm2); Gustina tečnog azota je 808 kg/m3. Azot je manje rastvorljiv u vodi od kiseonika: na 0°C 23,3 g azota se rastvara u 1 m3 H2O. Azot je rastvorljiv u nekim ugljovodonicima bolje nego u vodi.
Ulaznica br. 9. Hidroliza (od grčkog hidro - voda, liza - razlaganje) znači razlaganje tvari vodom. Hidroliza soli je reverzibilna reakcija soli s vodom koja dovodi do stvaranja slabog elektrolita.
Voda, iako u maloj mjeri, disocira:
H 2 O H + + OH – .
natrijum hlorid H2O H+ + OH–,
Na+ + Cl– + H2O Na+ + Cl– + H+ + OH–,
NaCl + H2O (bez reakcije) Neutralno
natrijum karbonat + HOH + OH–,
2Na+ + + H2O + OH–,
Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH Alkalna
Aluminijum hlorid Al3+ + HOH AlOH2+ + H+,
Al3+ + 3Cl– + H2O AlOH2+ + 2Cl– + H+ + Cl–,
AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl kiselina
Ovisnost brzine kemijske reakcije o temperaturi.
Brzina heterogenih reakcija.
U heterogenim sistemima, reakcije se dešavaju na interfejsu. U ovom slučaju, koncentracija čvrste faze ostaje gotovo konstantna i ne utječe na brzinu reakcije. Brzina heterogene reakcije ovisit će samo o koncentraciji tvari u tekućoj ili plinovitoj fazi. Stoga koncentracije čvrstih tvari nisu naznačene u kinetičkoj jednadžbi, njihove vrijednosti su uključene u vrijednosti konstanti. Na primjer, za heterogenu reakciju
kinetička jednačina se može napisati
PRIMJER 4. Kinetički red reakcije između hroma i aluminijuma je 1. Napišite hemijsku i kinetičku jednačinu reakcije.
Reakcija između aluminijuma i hlora je heterogena, može se napisati kinetička jednačina
PRIMJER 5. Kinetička jednadžba reakcije
izgleda kao
Odredite dimenziju konstante brzine i izračunajte brzinu rastvaranja srebra pri parcijalnom pritisku kiseonika Pa i koncentraciji kalijum cijanida od 0,055 mol/l.
Dimenzija konstante je određena iz kinetičke jednadžbe date u izjavi problema:
Zamjenom podataka o problemu u kinetičku jednačinu, nalazimo brzinu rastvaranja srebra:
PRIMJER 6. Kinetička jednačina reakcije
izgleda kao
Kako će se promijeniti brzina reakcije ako se koncentracija živinog klorida (M) prepolovi, a koncentracija oksalata – joni da se udvostruče?
Nakon promjene koncentracije polaznih tvari, brzina reakcije se izražava kinetičkom jednadžbom
Uspoređujući i, nalazimo da se brzina reakcije povećala za 2 puta.
Kako temperatura raste, brzina hemijske reakcije se značajno povećava.
Kvantitativna ovisnost brzine reakcije o temperaturi određena je Van't Hoffovim pravilom.
Za karakterizaciju ovisnosti brzine kemijske reakcije (konstante brzine) o temperaturi, koristi se temperaturni koeficijent brzine reakcije (), koji se također naziva Van't Hoffov koeficijent. Temperaturni koeficijent brzine reakcije pokazuje koliko će se puta brzina reakcije povećati sa povećanjem temperature reaktanata za 10 stepeni.
Matematički, zavisnost brzine reakcije od temperature izražava se relacijom
Gdje – temperaturni koeficijent brzine;
– T;
T;
–– konstanta brzine reakcije na temperaturi T+ 10;
–– brzina reakcije na temperaturi T+ 10.
Za proračune je pogodnije koristiti jednačine
kao i logaritamske forme ovih jednačina
Povećanje brzine reakcije sa povećanjem temperature objašnjava teorija aktivacije. Prema ovoj teoriji, kada se čestice reagujućih supstanci sudare, one moraju savladati odbojne sile, oslabiti ili prekinuti stare hemijske veze i formirati nove. Za to moraju utrošiti određenu energiju, tj. savladati neku vrstu energetske barijere. Zove se čestica koja ima višak energije dovoljan da savlada energetsku barijeru aktivne čestice.
U normalnim uslovima, u sistemu ima malo aktivnih čestica, a reakcija se odvija sporije. Ali neaktivne čestice mogu postati aktivne ako im date dodatnu energiju. Jedan od načina da se aktiviraju čestice je povećanje temperature. Kako temperatura raste, broj aktivnih čestica u sistemu naglo raste i brzina reakcije raste.