Στο Με την αύξηση της θερμοκρασίας, ο ρυθμός των περισσότερων χημικών αντιδράσεων αυξάνεται σημαντικά και για τις ομοιογενείς αντιδράσεις, όταν θερμαίνονται για κάθε δέκα βαθμούς, ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται κατά 2-4 φορές.
Ο συνολικός αριθμός των σωματιδίων στο σύστημα (Ν) είναι ίσος με το εμβαδόν κάτω από την καμπύλη. Ο συνολικός αριθμός των σωματιδίων με ενέργειες μεγαλύτερες από Ea είναι ίσος με τη σκιασμένη περιοχή.
Το Σχήμα 2 δείχνει ότι καθώς αυξάνεται η θερμοκρασία, η κατανομή ενέργειας των σωματιδίων αλλάζει με τέτοιο τρόπο ώστε η αναλογία των σωματιδίων με υψηλότερη ενέργεια αυξάνεται. Έτσι, μια σημαντική έννοια για μια χημική αντίδραση είναι η ενέργεια ενεργοποίησης.
Η ενέργεια ενεργοποίησης είναι η ενέργεια που πρέπει να έχουν τα σωματίδια προκειμένου η αλληλεπίδρασή τους να οδηγήσει σε χημική αντίδραση. Η ενέργεια ενεργοποίησης εκφράζεται σε kJ/mol. Για αντιδράσεις που εξελίσσονται με αξιοσημείωτο ρυθμό, η ενέργεια ενεργοποίησης δεν υπερβαίνει τα 50 kJ/mol (για αντιδράσεις ανταλλαγής ιόντων, Ea » 0). εάν Ea > 100 kJ/mol, τότε ο ρυθμός αντίδρασης είναι αμέτρητα χαμηλός.
Το 1889, ο S. Arrhenius έδωσε μια εξίσωση για την εξάρτηση της σταθεράς ταχύτητας μιας χημικής αντίδρασης από τη θερμοκρασία:
k = Ae - Ea/RT
όπου ένας - προεκθετικός παράγοντας ανάλογα με τη φύση των αντιδρώντων ουσιών.
R- σταθερά αερίου \u003d 8,314 J / (mol? K);
Εα- ενέργεια ενεργοποίησης.
Από την εξίσωση Arrhenius προκύπτει ότι όσο μεγαλύτερη είναι η ενέργεια ενεργοποίησης, τόσο περισσότερο είναι απαραίτητο να αυξηθεί η θερμοκρασία για να διατηρηθεί ο απαιτούμενος ρυθμός αντίδρασης.
Το σχήμα 3 δείχνει την εξάρτηση της μεταβολής της δυναμικής ενέργειας του αντιδρώντος συστήματος από την πορεία της αντίδρασης. Από το παραπάνω σχήμα μπορεί να φανεί ότι για μια εξώθερμη αντίδραση (με την απελευθέρωση θερμότητας), η απώλεια ενεργών μορίων αναπληρώνεται λόγω της ενέργειας που απελευθερώνεται κατά την αντίδραση. Στην περίπτωση μιας ενδόθερμης αντίδρασης, απαιτείται θερμότητα για να διατηρηθεί η επιθυμητή ταχύτητα αντίδρασης.
| εξώθερμη αντίδραση | Ενδόθερμη αντίδραση |
Εικόνα 10.3 Ενεργειακό διάγραμμα χημικής αντίδρασης
A - αντιδρώντα, C - προϊόντα.
2.4 Επιρροή ξένων υλών
Οι ξένες ουσίες, ανάλογα με την κρούση, μπορούν να επιταχύνουν αντιδράσεις - καταλύτες ή επιβράδυνση - αναστολείς.
Καταλύτες- Πρόκειται για ουσίες που επιταχύνουν τις χημικές αντιδράσεις, αλλά μετά την αντίδραση παραμένουν αμετάβλητες.
Αναστολείς - Αυτές είναι ουσίες που επιβραδύνουν την αντίδραση.Στην πράξη μερικές φορές είναι απαραίτητο να επιβραδυνθούν οι αντιδράσεις (διάβρωση μετάλλων κ.λπ.) αυτό επιτυγχάνεται με την εισαγωγή αναστολέων στο σύστημα αντίδρασης. Για παράδειγμα, το νιτρώδες νάτριο, το χρωμικό και το διχρωμικό κάλιο μειώνουν τον ρυθμό διάβρωσης των μετάλλων.
υποστηρικτές- ουσίες που αυξάνουν τη δραστηριότητα του καταλύτη. Σε αυτή την περίπτωση, οι ίδιοι οι προαγωγείς μπορεί να μην έχουν καταλυτικές ιδιότητες.
Καταλυτικά δηλητήρια- ξένες ακαθαρσίες στο μείγμα αντίδρασης, που οδηγούν σε μερική ή πλήρη απώλεια της καταλυτικής δραστηριότητας. Έτσι, ίχνη αρσενικού, φωσφόρου προκαλούν ταχεία απώλεια δραστικότητας του καταλύτη V 2 O 5 στη μέθοδο επαφής για τη λήψη H 2 SO 4 .
3. Χημική ισορροπία
Στις χημικές αντιδράσεις, τα αρχικά υλικά δεν μετατρέπονται πάντα πλήρως σε προϊόντα αντίδρασης. Αυτό συμβαίνει επειδή καθώς τα προϊόντα της αντίδρασης συσσωρεύονται, μπορούν να δημιουργηθούν συνθήκες για να συμβεί η αντίστροφη αντίδραση. Οι περισσότερες χημικές αντιδράσεις είναι αναστρέψιμες.
Για παράδειγμα, ας αναλύσουμε την αναστρέψιμη αντίδραση της σύνθεσης αμμωνίας από άζωτο και υδρογόνο, η οποία είναι εξαιρετικά σημαντική για τη βιομηχανία:
άμεση αντίδραση -2N2 + 3H2 →2ΝΗ 3 ,
αντίστροφη αντίδραση - 2NH 3 →Ν 2 + 3Η2,
αναστρέψιμη αντίδραση - 2N 2 + 3H 2« 2ΝΗ3.
Η μπροστινή και η αντίστροφη αντίδραση είναι ξεχωριστές αντιδράσεις με τις αντίστοιχες κινητικές τους εξισώσεις, τους παράγοντες προέκθεσης, τις ενέργειες ενεργοποίησης κ.λπ.
Ένα σημαντικό ποσοτικό χαρακτηριστικό των αναστρέψιμων αντιδράσεων είναι η σταθερά ισορροπίας, η οποία προσδιορίζεται όταν το σύστημα φτάσει σε χημική ισορροπία - μια κατάσταση στην οποία οι ρυθμοί των άμεσων και των αντίστροφων αντιδράσεων είναι ίσοι. Παραδείγματα εφαρμογής του νόμου της μαζικής δράσης (π.μ.).
Ας εξαγάγουμε τη σταθερά ισορροπίας χρησιμοποιώντας το παράδειγμα της αντίδρασης σύνθεσης αμμωνίας.
Κινητική εξίσωση άμεσης αντίδρασης
N 2 + 3H 2 →2ΝΗ 3
έχει τη μορφή Vpr \u003d Kpr 3.
Κινητική εξίσωση της αντίστροφης αντίδρασης
2NH3 →Ν 2 + 3Η2
έχει τη μορφή Vrev \u003d Cobr 2.
Σε κατάσταση χημικής ισορροπίας, Vpr = Var.
Αντικαθιστώντας στην συνθήκη της χημικής ισορροπίας τις εκφράσεις για τους ρυθμούς άμεσων και αντίστροφων αντιδράσεων, λαμβάνουμε την ακόλουθη ισότητα Kpr 3 = Cobr 2.
Μετά τη μεταμόρφωση παίρνουμε
.
4. Η αρχή του Le Chatelier
Εάν ασκηθεί οποιαδήποτε εξωτερική επιρροή σε ένα σύστημα που βρίσκεται σε κατάσταση χημικής ισορροπίας, τότε η ισορροπία θα μετατοπιστεί ως αποτέλεσμα των διεργασιών που συμβαίνουν στο σύστημα με τέτοιο τρόπο ώστε η επίδραση να μειωθεί.
4.1 Επίδραση των μεταβολών της συγκέντρωσης στην ισορροπία
Με την αύξηση της συγκέντρωσης οποιασδήποτε από τις ουσίες που συμμετέχουν στην αντίδραση, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την κατανάλωση αυτής της ουσίας και όταν μειώνεται, προς το σχηματισμό αυτής της ουσίας.
Παράδειγμα 1 Αν σε σύστημα ισορροπίας
2Ν2 + 3Η2« 2ΝΗ3
προσθέστε N 2 ή H 2, στη συνέχεια, σύμφωνα με την αρχή Le Chatelier, για να μειωθούν οι συγκεντρώσεις αυτών των ουσιών, η ισορροπία πρέπει να μετατοπιστεί προς τα δεξιά, η παραγωγή NH 3 θα αυξηθεί. Καθώς η συγκέντρωση της NH 3 αυξάνεται, η ισορροπία θα μετατοπιστεί αντίστοιχα προς τα αριστερά.
4.2 Επίδραση της μεταβολής της πίεσης στην ισορροπία
Η πίεση σε ένα κλειστό σύστημα αντίδρασης οφείλεται στην παρουσία αερίων ουσιών σε αυτό: όσο περισσότερες από αυτές, τόσο μεγαλύτερη είναι η πίεση. Επομένως, μια αλλαγή στην εξωτερική πίεση θα επηρεάσει την ισορροπία μόνο σε περιπτώσεις όπου συμμετέχουν αέριες ουσίες σε αυτήν και ο αριθμός τους στις μπροστινές και αντίστροφες αντιδράσεις είναι διαφορετικός.
Εάν η πίεση αυξηθεί σε ένα σύστημα σε κατάσταση χημικής ισορροπίας, τότε θα συμβεί κατά κύριο λόγο μια αντίδραση, με αποτέλεσμα να μειώνεται η ποσότητα των αερίων ουσιών. όταν η πίεση μειώνεται, η αντίδραση προχωρά κυρίως, με αποτέλεσμα να αυξάνεται η ποσότητα των αερίων προϊόντων.
Παράδειγμα 1 Είναι δυνατόν να αυξηθεί η απόδοση των προϊόντων στην αντίδραση αλλάζοντας την πίεση CO 2 (g) + H 2 (g)« CO(g) + H2O(g).
Απόφαση: Το μείγμα της αντίδρασης περιλαμβάνει αέρια αντιδραστήρια, αλλά η ποσότητα τους δεν αλλάζει στην αντίδραση: από ένα mole CO 2 (g) και ένα mole H2 (g), ένα mole CO (g) και H 2 O (g) αποκτήθηκε το καθένα. Για το λόγο αυτό, μια μεταβολή της πίεσης δεν επηρεάζει την κατάσταση ισορροπίας.
Παράδειγμα 2 Πώς θα αλλάξουν οι συγκεντρώσεις ισορροπίας των αντιδραστηρίων με την αύξηση της πίεσης στο σύστημα N 2 + 3H 2 "2NH 3?
Από την εξίσωση της αντίδρασης φαίνεται ότι από 4 mol του αερίου των αρχικών προϊόντων, σχηματίζονται 2 mol του αερίου των προϊόντων αντίδρασης. Έτσι, με την αύξηση της πίεσης, η ισορροπία θα μετατοπιστεί σε άμεση αντίδραση, αφού οδηγεί σε μείωση της πίεσης.
4.3 Επίδραση της αλλαγής θερμοκρασίας στη χημική ισορροπία
Οι περισσότερες χημικές αντιδράσεις προχωρούν με την απελευθέρωση ή την απορρόφηση θερμότητας. Στην πρώτη περίπτωση, η θερμοκρασία του μείγματος αυξάνεται, στη δεύτερη μειώνεται.
Εάν το μίγμα της αντίδρασης, το οποίο βρίσκεται σε κατάσταση χημικής ισορροπίας, θερμανθεί, τότε, σύμφωνα με την αρχή Le Chatelier, η αντίδραση θα πρέπει να προχωρήσει κατά κύριο λόγο, με αποτέλεσμα να απορροφηθεί θερμότητα, δηλ. Ενδόθερμη αντίδραση; όταν το μείγμα ψυχθεί, θα πρέπει να προχωρήσει μια κατά κύριο λόγο αντίδραση, με αποτέλεσμα να απελευθερωθεί θερμότητα, δηλ. ενδόθερμη αντίδραση.
Εάν η θερμοκρασία είναι αυξημένη σε ένα σύστημα που βρίσκεται σε κατάσταση χημικής ισορροπίας, τότε η ισορροπία μετατοπίζεται προς μια ενδόθερμη αντίδραση και όταν η θερμοκρασία μειωθεί, προς μια εξώθερμη αντίδραση.
Παράδειγμα: 2N 2 + 3H 2« 2NH3,H0 = - 92 kJ
Η αντίδραση είναι εξώθερμη, επομένως, καθώς αυξάνεται η θερμοκρασία, η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα αριστερά και καθώς μειώνεται η θερμοκρασία, μετατοπίζεται προς τα δεξιά.
Από αυτό προκύπτει ότι για να αυξηθεί η απόδοση αμμωνίας, η θερμοκρασία πρέπει να μειωθεί. Στην πράξη, διατηρείται μια θερμοκρασία 500 0C, αφού σε χαμηλότερη θερμοκρασία ο ρυθμός της άμεσης αντίδρασης μειώνεται απότομα.
Η χημική ισορροπία έχει δυναμικό χαρακτήρα: οι μπροστινές και οι αντίστροφες αντιδράσεις δεν σταματούν στην ισορροπία.
Η σταθερά ισορροπίας εξαρτάται από τη θερμοκρασία και τη φύση των αντιδρώντων. Όσο μεγαλύτερη είναι η σταθερά ισορροπίας, τόσο περισσότερο η ισορροπία μετατοπίζεται προς το σχηματισμό προϊόντων άμεσης αντίδρασης
Η αρχή του Le Chatelier είναι καθολική, καθώς εφαρμόζεται όχι μόνο σε καθαρά χημικές διεργασίες, αλλά και σε φυσικά και χημικά φαινόμενα, όπως η κρυστάλλωση, η διάλυση, ο βρασμός και οι μετασχηματισμοί φάσης σε στερεά.
Η αύξηση της θερμοκρασίας επιταχύνει όλες τις χημικές αντιδράσεις. Αρχικά, ο van't Hoff διαπίστωσε πειραματικά ότι όταν αύξηση της θερμοκρασίας για κάθε 10 μοίρες, η ταχύτητα αυξάνεται κατά 2 ¸ 4 φορές (Ο κανόνας του Van't Hoff ). Αυτό αντιστοιχεί στην εξάρτηση του νόμου ισχύος της ταχύτητας από τη θερμοκρασία:
όπου T > T 0, g - συντελεστής θερμοκρασίας van't Hoff.
Ωστόσο, αυτή η εξίσωση δεν δικαιολογείται θεωρητικά. ; Τα πειραματικά δεδομένα περιγράφονται καλύτερα από μια εκθετική συνάρτηση (εξίσωση Arrhenius):
,
όπου το A είναι ένας προεκθετικός παράγοντας ανεξάρτητος από το T, Ea είναι η ενέργεια ενεργοποίησης μιας χημικής αντίδρασης (kJ/mol), R είναι η καθολική σταθερά του αερίου.
Η εξίσωση Arrhenius συνήθως γράφεται για τη σταθερά του ρυθμού:
.
Αυτή η εξίσωση τεκμηριώνεται θεωρητικά με τις μεθόδους της στατιστικής φυσικής. Ποιοτικά, αυτή η αιτιολόγηση είναι η εξής: δεδομένου ότι οι αντιδράσεις προχωρούν ως αποτέλεσμα τυχαίων συγκρούσεων μορίων, αυτές οι συγκρούσεις χαρακτηρίζονται από ένα σχεδόν συνεχές σύνολο ενεργειών από τη μικρότερη έως την πολύ μεγαλύτερη. Προφανώς, μια αντίδραση θα συμβεί μόνο όταν τα μόρια συγκρούονται με αρκετή ενέργεια για να σπάσουν (ή να τεντώσουν σημαντικά) ορισμένους χημικούς δεσμούς. Για κάθε σύστημα, υπάρχει ένα ενεργειακό κατώφλι Ea, από το οποίο η ενέργεια είναι επαρκής για να προχωρήσει η αντίδραση - αυτός ο μηχανισμός αντιστοιχεί στην καμπύλη 1 στο σχήμα 5.1. Δεδομένου ότι οι συγκρούσεις συμβαίνουν με συχνότητα που εξαρτάται από τη θερμοκρασία σύμφωνα με έναν εκθετικό νόμο, λαμβάνονται οι τύποι 5.9 και 5.10. Τότε οι προεκθετικοί παράγοντες A και k 0 αντιπροσωπεύουν κάποιο χαρακτηριστικό του συνολικού αριθμού των συγκρούσεων και ο όρος είναι το κλάσμα των επιτυχών συγκρούσεων.
Η ανάλυση των πειραματικών δεδομένων πραγματοποιείται χρησιμοποιώντας τη λογαριθμική μορφή της εξίσωσης Arrhenius:
.
Το γράφημα είναι χτισμένο στο λεγόμενο Συντεταγμένες Arrhenius
(ln k - ), εικ. 7.2; από τη γραφική παράσταση βρείτε κ ο και Ε α.
Παρουσία πειραματικών δεδομένων για δύο θερμοκρασίες k o και E a, είναι εύκολο να βρεθεί θεωρητικά:
; 
;
Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης εξαρτάται σε μεγάλο βαθμό από την ενέργεια ενεργοποίησης. Για τη συντριπτική πλειοψηφία των αντιδράσεων, κυμαίνεται από 50 έως 250 kJ/mol. Αντιδράσεις για τις οποίες
E a > 150 kJ/mol, πρακτικά δεν υπάρχει διαρροή σε θερμοκρασία δωματίου.
Παράδειγμα 1Η σύνθετη μη αναστρέψιμη αντίδραση 2N 2 O 5 \u003d 4NO 2 + O 2 είναι μια αντίδραση πρώτης τάξης. Πώς θα αλλάξει η ταχύτητά του όταν η πίεση αυξηθεί κατά 5 φορές;
Απόφαση.Η κινητική εξίσωση αυτής της αντίδρασης σε γενική μορφή: V = k · a . Δεδομένου ότι η αντίδραση είναι πολύπλοκη, είναι πιθανό ένα 1 2. Κατά συνθήκη, η σειρά της αντίδρασης
a = 1. Για τις αντιδράσεις αερίων, το ρόλο της συγκέντρωσης παίζει η πίεση. ως εκ τούτου
V = kP, και αν Р 1 = 5Р, τότε V 1 /V = 5, δηλ. η ταχύτητα αυξάνεται πέντε φορές.
Βρείτε τη σταθερά του ρυθμού, τις τάξεις των αντιδρώντων και γράψτε την κινητική εξίσωση.
Απόφαση.Η γενική κινητική εξίσωση για την ταχύτητα αυτής της αντίδρασης είναι:
V = k a b .
Τα δεδομένα στον πίνακα καθιστούν δυνατή την εύρεση των εντολών αντίδρασης για NO (a) και H 2 (b) μειώνοντας τη σειρά αντίδρασης, δηλ. αναλύοντας πειράματα στα οποία ένα από τα αντιδραστήρια έχει σταθερή συγκέντρωση. Άρα, = 0,01 στην πρώτη και τη δεύτερη στήλη, ενώ αλλάζει.
. (ιδιωτική παραγγελία στο Η 2).
Για τη δεύτερη και την τρίτη στήλη, αντίθετα, είναι το ίδιο, αλλά - είναι διαφορετικά, επομένως:
(ιδιωτική παραγγελία για ΟΧΙ).
Εφόσον τα α και β συμπίπτουν με στοιχειομετρικούς συντελεστές, η αντίδραση μπορεί να είναι απλή. Η σταθερά ρυθμού μπορεί να βρεθεί από τα δεδομένα κάθε στήλης:
Έτσι, η κινητική εξίσωση είναι: V = 2,5. 10 3 2 .
Η συνολική (γενική) σειρά αυτής της αντίδρασης (a + b) είναι 3.
Παράδειγμα 3Ο ρυθμός αντίδρασης A + 3B = AB 3 προσδιορίζεται από την κινητική εξίσωση V = k[A]·[B]. Προσδιορίστε τη γενική σειρά της αντίδρασης. Είναι αυτή η αντίδραση απλή ή σύνθετη; Πόσες φορές θα αυξηθεί ο ρυθμός αντίδρασης όταν η συγκέντρωση αυξηθεί κατά 3 φορές;
Απόφαση.Η σειρά αντίδρασης καθορίζεται από το άθροισμα των εκθετών των αντιδρώντων στην κινητική εξίσωση. Για αυτήν την αντίδραση, η συνολική σειρά είναι δύο (1 + 1).
Αν αυτή η αντίδραση ήταν απλή, τότε σύμφωνα με το νόμο της μαζικής δράσης
V = k[A] 1 . [B] 3 και η συνολική σειρά θα ήταν (1+ 3) = 4, δηλ. οι εκθέτες στην κινητική εξίσωση δεν συμπίπτουν με τους στοιχειομετρικούς συντελεστές, επομένως, η αντίδραση είναι σύνθετη και λαμβάνει χώρα σε πολλά στάδια.
Με αύξηση των συγκεντρώσεων των αντιδραστηρίων κατά 3 φορές: V 1 = k·3[A]·3[B] = 3 2 V, δηλαδή, η ταχύτητα θα αυξηθεί κατά 3 2 = 9 φορές.
Παράδειγμα 4Προσδιορίστε την ενέργεια ενεργοποίησης της αντίδρασης και τον συντελεστή θερμοκρασίας της, εάν στους 398 και 600 0 C οι σταθερές ταχύτητας είναι, αντίστοιχα, 2,1×10 -4 και 6,25×10 -1 .
Απόφαση.Το E a για δύο τιμές μπορεί να υπολογιστεί χρησιμοποιώντας τον τύπο 5.12 :
192633 J/mol.
Ο συντελεστής θερμοκρασίας βρίσκεται από την έκφραση (5.8), επειδή Vμk:
.
Κατάλυση
Μία από τις πιο κοινές μεθόδους στη χημική πρακτική για την επιτάχυνση των χημικών αντιδράσεων είναι η κατάλυση.Καταλύτης είναι μια ουσία που συμμετέχει επανειλημμένα στα ενδιάμεσα στάδια μιας αντίδρασης, αλλά την αφήνει χημικά αμετάβλητη.
Για παράδειγμα, για την αντίδραση A 2 + B 2 \u003d 2AB
η συμμετοχή του καταλύτη Κ μπορεί να εκφραστεί με την εξίσωση
A 2 + K + B 2 ® A 2 .... K + B 2 ® A 2 ... K ... B 2 ® 2AB + K.
Αυτές οι εξισώσεις μπορούν να παρασταθούν με καμπύλες δυναμικής ενέργειας (Εικ. 5.2.).
Ρύζι. 5.2. Ενεργειακό σχήμα της αντίδρασης
με και χωρίς καταλύτη
Το σχήμα 5.2 δείχνει ότι:
1) ο καταλύτης μειώνει την ενέργεια ενεργοποίησης αλλάζοντας τον μηχανισμό αντίδρασης - προχωρά σε νέα στάδια, καθένα από τα οποία χαρακτηρίζεται από χαμηλή ενέργεια ενεργοποίησης.
2) ο καταλύτης δεν αλλάζει το DH της αντίδρασης (καθώς και τα DG, DU και DS).
3) εάν η καταλυόμενη αντίδραση είναι αναστρέψιμη, ο καταλύτης δεν επηρεάζει την ισορροπία, δεν αλλάζει τη σταθερά ισορροπίας και τις συγκεντρώσεις ισορροπίας των συστατικών του συστήματος. Επιταχύνει εξίσου τόσο τις μπροστινές όσο και τις αντίστροφες αντιδράσεις, επιταχύνοντας έτσι το χρόνο για την επίτευξη ισορροπίας.
Προφανώς, παρουσία καταλύτη, η ενέργεια ενεργοποίησης της αντίδρασης μειώνεται κατά την τιμή DE k. Εφόσον στην έκφραση για τη σταθερά του ρυθμού αντίδρασης (Εξίσωση 5.10) η ενέργεια ενεργοποίησης περιλαμβάνεται στον αρνητικό εκθέτη, ακόμη και μια μικρή μείωση του Το Ea προκαλεί πολύ μεγάλη αύξηση στον ρυθμό αντίδρασης: 
.
Η επίδραση του καταλύτη στη μείωση της Εα μπορεί να φανεί με το παράδειγμα της αντίδρασης αποσύνθεσης του υδροϊωδίου:
2HI \u003d H 2 + I 2.
Έτσι, για την υπό εξέταση αντίδραση, η μείωση της ενέργειας
ενεργοποίηση κατά 63 kJ, δηλ. 1,5 φορές, αντιστοιχεί σε αύξηση του ρυθμού αντίδρασης στους 500 K κατά περισσότερες από 10 6 φορές.
Πρέπει να σημειωθεί ότι ο προεκθετικός συντελεστής της καταλυτικής αντίδρασης k 0 1 δεν είναι ίσος με k 0 και είναι συνήθως πολύ μικρότερος, ωστόσο, η αντίστοιχη μείωση του ρυθμού δεν αντισταθμίζει την αύξησή του λόγω Εα.
Παράδειγμα 5Η ενέργεια ενεργοποίησης μιας ορισμένης αντίδρασης απουσία καταλύτη είναι 75,24 kJ / mol και με καταλύτη - 50,14 kJ / mol. Πόσες φορές αυξάνεται ο ρυθμός αντίδρασης παρουσία καταλύτη εάν η αντίδραση προχωρήσει στους 25 0 C και ο προεκθετικός παράγοντας παρουσία καταλύτη μειώνεται κατά 10 φορές.
Απόφαση.Ας υποδηλώσουμε την ενέργεια ενεργοποίησης της αντίδρασης χωρίς καταλύτη ως Ea, και παρουσία καταλύτη - μέσω Ea 1 . οι αντίστοιχες σταθερές ταχύτητας αντίδρασης θα συμβολίζονται με k και k 1 . Χρησιμοποιώντας την εξίσωση Arrhenius (5.9) (βλ. ενότητα 5.3) και υποθέτοντας k 0 1 /k 0 = 10, βρίσκουμε:
Από εδώ 
Τελικά βρίσκουμε:
Έτσι, μια μείωση της ενέργειας ενεργοποίησης από τον καταλύτη κατά 25,1 kJ οδήγησε σε αύξηση του ρυθμού αντίδρασης κατά ένα συντελεστή 2500, παρά τη 10πλάσια μείωση του προεκθετικού παράγοντα.
Οι καταλυτικές αντιδράσεις ταξινομούνται ανάλογα με τον τύπο των καταλυτών και τον τύπο των αντιδράσεων. Έτσι, για παράδειγμα, ανάλογα με την κατάσταση συσσωμάτωσης των καταλυτών και των αντιδραστηρίων, η κατάλυση χωρίζεται σε ομοιογενής(ο καταλύτης και το αντιδρόν σχηματίζουν μία φάση) και ετερογενής(ο καταλύτης και τα αντιδραστήρια βρίσκονται σε διαφορετικές φάσεις, υπάρχει ένα όριο φάσης μεταξύ του καταλύτη και των αντιδραστηρίων).
Ένα παράδειγμα ομοιογενούς κατάλυσης θα ήταν η οξείδωση του CO σε CO 2 με οξυγόνο παρουσία NO 2 (καταλύτης). Ο μηχανισμός της κατάλυσης μπορεί να αναπαρασταθεί από τις ακόλουθες αντιδράσεις:
CO (g) + NO 2 (g) ® CO 2 (g) + NO (g),
2NO (g) + O 2 (g) ® 2NO 2 (g);
και ο καταλύτης (NO 2) συμμετέχει ξανά στην πρώτη αντίδραση.
Παρομοίως, η οξείδωση του SO 2 σε SO 3 μπορεί να καταλυθεί. παρόμοια αντίδραση χρησιμοποιείται στην παραγωγή θειικού οξέος με τη διαδικασία «νιτρώδους».
Ένα παράδειγμα ετερογενούς κατάλυσης είναι η παραγωγή SO 3 από SO 2 παρουσία Pt ή V 2 O 5 :
SO 2 (g) + O 2 (g) ® SO 3 (g).
Αυτή η αντίδραση χρησιμοποιείται επίσης για την παραγωγή θειικού οξέος (η μέθοδος «επαφής»).
Ο ετερογενής καταλύτης (σίδηρος) χρησιμοποιείται επίσης στην παραγωγή αμμωνίας από άζωτο και υδρογόνο και σε πολλές άλλες διεργασίες.
Η απόδοση των ετερογενών καταλυτών είναι συνήθως πολύ μεγαλύτερη από αυτή των ομοιογενών. Ο ρυθμός των καταλυτικών αντιδράσεων στην περίπτωση ενός ομοιογενούς καταλύτη εξαρτάται από τη συγκέντρωσή του, και στην περίπτωση ενός ετερογενούς, από την ειδική επιφάνεια του (δηλαδή τη διασπορά) - όσο μεγαλύτερη είναι, τόσο μεγαλύτερη είναι η ταχύτητα. Το τελευταίο οφείλεται στο γεγονός ότι η καταλυτική αντίδραση λαμβάνει χώρα στην επιφάνεια του καταλύτη και περιλαμβάνει τα στάδια της προσρόφησης (κόλλησης) των μορίων του αντιδρώντος στην επιφάνεια. μετά την ολοκλήρωση της αντίδρασης, τα προϊόντα του εκροφούνται. Για να αυξηθεί η επιφάνεια των καταλυτών, συνθλίβονται ή λαμβάνονται με ειδικές μεθόδους, στις οποίες σχηματίζονται πολύ λεπτές σκόνες.
Τα παραδείγματα που δίνονται είναι επίσης παραδείγματα κατάλυση οξειδοαναγωγής.Στην περίπτωση αυτή, τα μέταλλα μεταπτώσεως ή οι ενώσεις τους (Mn 3+ , Pt, Au, Ag, Fe, Ni, Fe 2 O 3 κ.λπ.) συνήθως δρουν ως καταλύτες.
Στην οξεοβασική κατάλυσηο ρόλος του καταλύτη εκτελείται από τα Η + , ΟΗ - και άλλα παρόμοια σωματίδια - φορείς οξύτητας και βασικότητας. Άρα η αντίδραση υδρόλυσης
CH 3 COOCH 3 + H 2 O CH 3 COOH + CH 3 OH
επιταχύνεται κατά περίπου 300 φορές με την προσθήκη οποιουδήποτε από τα ισχυρά οξέα: HCl, HBr ή HNO 3 .
Η κατάλυση έχει μεγάλη σημασία στα βιολογικά συστήματα. Στην περίπτωση αυτή καλείται ο καταλύτης ένζυμο.Η αποτελεσματικότητα πολλών ενζύμων είναι πολύ μεγαλύτερη από τους συμβατικούς καταλύτες. Για παράδειγμα, για την αντίδραση δέσμευσης αζώτου με αμμωνία
N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3
Στη βιομηχανία, ένας ετερογενής καταλύτης χρησιμοποιείται με τη μορφή σφουγγαριού σιδήρου με την προσθήκη οξειδίων μετάλλων και θειικών αλάτων.
Σε αυτή την περίπτωση, η αντίδραση διεξάγεται σε Τ» 700 Κ και Ρ» 30 MPa. Η ίδια σύνθεση λαμβάνει χώρα στους όζους των ψυχανθών υπό τη δράση ενζύμων στα συνηθισμένα T και R.
Τα καταλυτικά συστήματα δεν είναι αδιάφορα για τις ακαθαρσίες και τα πρόσθετα. Μερικά από αυτά αυξάνουν την αποτελεσματικότητα της κατάλυσης, όπως στο παραπάνω παράδειγμα κατάλυσης της σύνθεσης αμμωνίας από σίδηρο. Αυτά τα καταλυτικά πρόσθετα ονομάζονται υποστηρικτές(οξείδια καλίου και αλουμινίου στο σίδηρο). Ορισμένες ακαθαρσίες, αντίθετα, καταστέλλουν την καταλυτική αντίδραση («δηλητηριάζουν» τον καταλύτη), αυτό καταλυτικά δηλητήρια.Για παράδειγμα, η σύνθεση του SO 3 σε έναν καταλύτη Pt είναι πολύ ευαίσθητη σε ακαθαρσίες που περιέχουν θειούχο θείο. Το θείο δηλητηριάζει την επιφάνεια του καταλύτη πλατίνας. Αντίθετα, ο καταλύτης που βασίζεται στο V2O5 δεν είναι ευαίσθητος σε τέτοιες ακαθαρσίες. η τιμή της ανάπτυξης ενός καταλύτη με βάση το οξείδιο του βαναδίου ανήκει στον Ρώσο επιστήμονα G.K. Μπορέσκοφ.
όπου g - συντελεστής θερμοκρασίας, λαμβάνοντας τιμές από 2 έως 4.
Η εξήγηση της εξάρτησης του ρυθμού αντίδρασης από τη θερμοκρασία δόθηκε από τον S. Arrhenius. Όχι κάθε σύγκρουση μορίων αντιδρώντων οδηγεί σε αντίδραση, αλλά μόνο οι ισχυρότερες συγκρούσεις. Μόνο μόρια με περίσσεια κινητικής ενέργειας είναι ικανά για χημική αντίδραση.
Ο S. Arrhenius υπολόγισε την αναλογία των ενεργών (δηλαδή που οδηγούν σε αντίδραση) συγκρούσεων των αντιδρώντων σωματιδίων a, ανάλογα με τη θερμοκρασία: - a = exp(-E/RT). και έφερε Εξίσωση Arrhenius για τη σταθερά του ρυθμού αντίδρασης:
k = koe-E/RT
όπου το ko και το E d εξαρτώνται από τη φύση των αντιδραστηρίων. Ε είναι η ενέργεια που πρέπει να δοθεί στα μόρια για να αλληλεπιδράσουν, καλούμενη ενέργεια ενεργοποίησης.
Ο κανόνας του Van't Hoff- ένας εμπειρικός κανόνας που επιτρέπει, ως πρώτη προσέγγιση, να εκτιμηθεί η επίδραση της θερμοκρασίας στον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης σε ένα μικρό εύρος θερμοκρασίας (συνήθως από 0 ° C έως 100 ° C). Ο J. H. van't Hoff, με βάση πολλά πειράματα, διατύπωσε τον ακόλουθο κανόνα:
Ενέργεια ενεργοποίησηςστη χημεία και τη βιολογία, η ελάχιστη ποσότητα ενέργειας που απαιτείται για να μεταδοθεί σε ένα σύστημα (στη χημεία εκφρασμένη σε joules ανά mole) για να συμβεί μια αντίδραση. Ο όρος εισήχθη από τον Svante August Arrhenius το. Τυπικός συμβολισμός ενέργειας αντίδρασης Εα.
Η εντροπία ενεργοποίησης θεωρείται ως η διαφορά μεταξύ της εντροπίας της μεταβατικής κατάστασης και της βασικής κατάστασης των αντιδρώντων. Καθορίζεται κυρίως από την απώλεια των μεταφορικών και περιστροφικών βαθμών ελευθερίας των σωματιδίων κατά τον σχηματισμό του ενεργοποιημένου συμπλόκου. Σημαντικές αλλαγές (βαθμοί δόνησης ελευθερίας) μπορούν επίσης να συμβούν εάν το ενεργοποιημένο σύμπλεγμα είναι κάπως πιο πυκνό από τα αντιδρώντα.
Η εντροπία ενεργοποίησης μιας τέτοιας μετάβασης είναι θετική.
Η εντροπία της ενεργοποίησης εξαρτάται από πολλούς παράγοντες. Όταν, σε μια διμοριακή αντίδραση, δύο αρχικά σωματίδια ενώνονται για να σχηματίσουν μια μεταβατική κατάσταση, η μεταφορική και περιστροφική εντροπία των δύο σωματιδίων μειώνεται σε τιμές που αντιστοιχούν σε ένα μόνο σωματίδιο. μια ελαφρά αύξηση της δονητικής εντροπίας δεν είναι αρκετή για να αντισταθμίσει αυτό το φαινόμενο.
Οι εντροπίες ενεργοποίησης, στην πραγματικότητα, ποικίλλουν περισσότερο με τη δομή παρά τις ενθαλπίες. Οι εντροπίες ενεργοποίησης συμφωνούν στις περισσότερες περιπτώσεις με τον κανόνα Price και Hammett. Αυτή η σειρά έχει επίσης την ιδιαίτερη σημασία ότι η αύξηση και η εντροπία του σιλάπα μπορεί πιθανώς να υπολογιστεί με ακρίβεια από τις γνωστές απόλυτες εντροπίες των αντίστοιχων υδρογονανθράκων.
Εισιτήριο νούμερο 2
1) ΚΥΡΙΕΣ ΤΑΞΕΙΣ ΑΝΟΡΓΑΝΩΝ ΕΝΩΣΕΩΝ: Βάσεις, οξείδια, οξέα, άλατα.
2) Be - βηρύλλιο.
Χημικές ιδιότητες:το βηρύλλιο είναι σχετικά μη αντιδραστικό σε θερμοκρασία δωματίου. Σε συμπαγή μορφή, δεν αντιδρά με νερό και υδρατμούς ακόμη και σε κόκκινη ζέστη και δεν οξειδώνεται από τον αέρα μέχρι τους 600 °C. Όταν αναφλέγεται, η σκόνη βηρυλλίου καίγεται με έντονη φλόγα, παράγοντας οξείδιο και νιτρίδιο. Τα αλογόνα αντιδρούν με το βηρύλλιο σε θερμοκρασίες πάνω από 600 °C, ενώ τα χαλκογόνα απαιτούν ακόμη υψηλότερες θερμοκρασίες.
Φυσικές ιδιότητες:Το βηρύλλιο είναι ένα σχετικά σκληρό, αλλά εύθραυστο, ασημί-λευκό μέταλλο. Έχει υψηλό συντελεστή ελαστικότητας - 300 GPa (για χάλυβες - 200-210 GPa). Στον αέρα, καλύπτεται ενεργά με μια ανθεκτική μεμβράνη οξειδίου.
Μαγνήσιο (Mg). Φυσικές ιδιότητες:Το μαγνήσιο είναι ένα ασημί-λευκό μέταλλο με εξαγωνικό πλέγμα, ομάδα χώρου P 63 / mmc, παράμετροι πλέγματος a = 0,32029 nm, c = 0,52000 nm, Z = 2. Υπό κανονικές συνθήκες, η επιφάνεια του μαγνησίου καλύπτεται με ισχυρή προστατευτική μεμβράνη του οξειδίου του μαγνησίου MgO, το οποίο καταστρέφεται όταν θερμαίνεται στον αέρα στους περίπου 600 ° C, μετά το οποίο το μέταλλο καίγεται με μια εκθαμβωτική λευκή φλόγα για να σχηματίσει οξείδιο του μαγνησίου και νιτρίδιο Mg3N2.
Χημικές ιδιότητες:Μείγμα κονιοποιημένου μαγνησίου με υπερμαγγανικό κάλιο KMnO4 - εκρηκτικό
Το ζεστό μαγνήσιο αντιδρά με το νερό:
Mg (διάσπαση) + H2O = MgO + H2;
Τα αλκάλια δεν δρουν στο μαγνήσιο, διαλύεται εύκολα σε οξέα με την απελευθέρωση υδρογόνου:
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2;
Όταν θερμαίνεται στον αέρα, το μαγνήσιο καίγεται για να σχηματίσει ένα οξείδιο· μια μικρή ποσότητα νιτριδίου μπορεί επίσης να σχηματιστεί με το άζωτο:
2Mg + O2 = 2MgO;
3Mg + N2 = Mg3N2
Εισιτήριο νούμερο 3. Διαλυτότητα- την ικανότητα μιας ουσίας να σχηματίζει ομοιογενή συστήματα με άλλες ουσίες - διαλύματα στα οποία η ουσία έχει τη μορφή μεμονωμένων ατόμων, ιόντων, μορίων ή σωματιδίων.
κορεσμένο διάλυμα- ένα διάλυμα στο οποίο η διαλυμένη ουσία έχει φτάσει στη μέγιστη συγκέντρωσή της υπό δεδομένες συνθήκες και δεν είναι πλέον διαλυτή. Το ίζημα μιας δεδομένης ουσίας βρίσκεται σε ισορροπία με την ουσία σε διάλυμα.
ακόρεστο διάλυμα- διάλυμα στο οποίο η συγκέντρωση μιας διαλυμένης ουσίας είναι μικρότερη από ό,τι σε ένα κορεσμένο διάλυμα και στο οποίο, υπό δεδομένες συνθήκες, μπορεί να διαλυθεί λίγο περισσότερο από αυτήν.
Υπερκορεσμένα διαλύματα- Διαλύματα που χαρακτηρίζονται από το γεγονός ότι η περιεκτικότητα μιας διαλυμένης ουσίας σε αυτά είναι μεγαλύτερη από την κανονική διαλυτότητά της υπό δεδομένες συνθήκες.
Νόμος του Χένρι- ο νόμος σύμφωνα με τον οποίο, σε σταθερή θερμοκρασία, η διαλυτότητα ενός αερίου σε ένα δεδομένο υγρό είναι ευθέως ανάλογη με την πίεση αυτού του αερίου στο διάλυμα. Ο νόμος είναι κατάλληλος μόνο για ιδανικές λύσεις και χαμηλές πιέσεις.
Ο νόμος του Henry συνήθως γράφεται ως εξής:
Όπου p είναι η μερική πίεση του αερίου πάνω από το διάλυμα,
c είναι η συγκέντρωση αερίου στο διάλυμα σε κλάσματα mole,
k είναι ο συντελεστής Henry.
Εξαγωγή(από την ύστερη λατινική εκχύλιση - εκχύλιση), εκχύλιση, η διαδικασία διαχωρισμού μίγματος υγρών ή στερεών ουσιών με τη χρήση εκλεκτικών (επιλεκτικών) διαλυτών (εκχυλιστικών).
Αριθμός εισιτηρίου 4. 1)Κλάσμα μάζαςείναι ο λόγος της μάζας της διαλυμένης ουσίας προς τη συνολική μάζα του διαλύματος. Για δυαδική λύση
ω(x) = m(x) / (m(x) + m(s)) = m(x) / m
όπου ω(x) - κλάσμα μάζας της διαλυμένης ουσίας Χ
m(x) - μάζα διαλυμένης ουσίας X, g;
m(s) είναι η μάζα του διαλύτη S, g;
m \u003d m (x) + m (s) - μάζα του διαλύματος, g.
2)Αλουμίνιο- ένα στοιχείο της κύριας υποομάδας της τρίτης ομάδας της τρίτης περιόδου του περιοδικού συστήματος χημικών στοιχείων του D. I. Mendeleev, με ατομικό αριθμό 13.
Εύρεση στη φύση:
Το φυσικό αλουμίνιο αποτελείται σχεδόν εξ ολοκλήρου από ένα μόνο σταθερό ισότοπο, το 27Al, με ίχνη 26Al, ένα ραδιενεργό ισότοπο με χρόνο ημιζωής 720.000 ετών, που σχηματίζεται στην ατμόσφαιρα όταν οι πυρήνες αργού βομβαρδίζονται από πρωτόνια κοσμικής ακτίνας.
Παραλαβή:
Συνίσταται στη διάλυση του οξειδίου του αργιλίου Al2O3 σε τήγμα κρυόλιθου Na3AlF6, που ακολουθείται από ηλεκτρόλυση με χρήση αναλώσιμου φούρνου οπτάνθρακα ή ηλεκτροδίων γραφίτη. Αυτή η μέθοδος απόκτησης απαιτεί μεγάλες ποσότητες ηλεκτρικής ενέργειας, και ως εκ τούτου ήταν σε ζήτηση μόνο τον 20ο αιώνα.
Αλουμινοθερμία- μέθοδος λήψης μετάλλων, μη μετάλλων (καθώς και κραμάτων) με αναγωγή των οξειδίων τους με μεταλλικό αλουμίνιο.
Αριθμός εισιτηρίου 5. ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΜΗ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΩΝ, δυαδική ή πολλαπλών συστατικών προβλήτα. συστήματα, η σύνθεση των οποίων μπορεί να αλλάζει συνεχώς (τουλάχιστον εντός ορισμένων ορίων). Σε αντίθεση με τα διαλύματα ηλεκτρολυτών, δεν υπάρχουν φορτισμένα σωματίδια σε αξιοσημείωτες συγκεντρώσεις σε διαλύματα μη ηλεκτρολυτών (mol. διαλύματα). Τα διαλύματα των μη ηλεκτρολυτών μπορεί να είναι στερεά, υγρά και αέρια.
Ο πρώτος νόμος του Ραούλ
Ο πρώτος νόμος του Raoult συσχετίζει την πίεση ατμών κορεσμού σε ένα διάλυμα με τη σύνθεσή του. διατυπώνεται ως εξής:
Η μερική πίεση του κορεσμένου ατμού ενός συστατικού διαλύματος είναι ευθέως ανάλογη με το μοριακό του κλάσμα στο διάλυμα και ο συντελεστής αναλογικότητας είναι ίσος με την πίεση των κορεσμένων ατμών στο καθαρό συστατικό.
Ο δεύτερος νόμος του Raoult
Το γεγονός ότι η τάση ατμών ενός διαλύματος διαφέρει από την τάση ατμών ενός καθαρού διαλύτη επηρεάζει σημαντικά τις διαδικασίες κρυστάλλωσης και βρασμού. Από τον πρώτο νόμο του Raoult, προκύπτουν δύο συνέπειες σχετικά με τη μείωση του σημείου πήξης και την αύξηση του σημείου βρασμού των διαλυμάτων, τα οποία, στη συνδυασμένη τους μορφή, είναι γνωστά ως ο δεύτερος νόμος του Raoult.
Κρυοσκόπηση(από το ελληνικό κρυός - κρύο και scopeo - look) - μέτρηση της μείωσης του σημείου πήξης ενός διαλύματος σε σύγκριση με έναν καθαρό διαλύτη.
Κανόνας του Van't Hoff - Για κάθε 10 μοίρες αύξηση της θερμοκρασίας, η σταθερά ταχύτητας μιας ομοιογενούς στοιχειώδους αντίδρασης αυξάνεται δύο έως τέσσερις φορές
Σκληρότητα νερού- ένα σύνολο χημικών και φυσικών ιδιοτήτων του νερού που σχετίζονται με την περιεκτικότητα σε διαλυμένα άλατα μετάλλων αλκαλικών γαιών σε αυτό, κυρίως ασβεστίου και μαγνησίου.
Αριθμός εισιτηρίου 6. ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΩΝ,περιέχουν αξιόλογες συγκεντρώσεις ιόντων-κατιόντων και ανιόντων που σχηματίζονται ως αποτέλεσμα της ηλεκτρολυτικής διάστασης των μορίων της διαλυμένης ύλης.
Ισχυροί ηλεκτρολύτες- χημικές ενώσεις των οποίων τα μόρια σε αραιά διαλύματα διασπώνται σχεδόν πλήρως σε ιόντα.
Αδύναμοι ηλεκτρολύτες- χημικές ενώσεις, τα μόρια των οποίων, ακόμη και σε εξαιρετικά αραιά διαλύματα, δεν διασπώνται πλήρως σε ιόντα, τα οποία βρίσκονται σε δυναμική ισορροπία με αδιάσπαστα μόρια.
ηλεκτρολυτική διάσταση- τη διαδικασία αποσύνθεσης του ηλεκτρολύτη σε ιόντα όταν αυτός διαλυθεί σε πολικό διαλύτη ή όταν λιώσει.
Νόμος αραίωσης Ostwald- λόγος που εκφράζει την εξάρτηση της ισοδύναμης ηλεκτρικής αγωγιμότητας ενός αραιού διαλύματος ενός δυαδικού ασθενούς ηλεκτρολύτη από τη συγκέντρωση του διαλύματος:
P-στοιχεία 4 ομάδες- άνθρακα, πυρίτιο, γερμάνιο, κασσίτερο και μόλυβδο.
Αριθμός εισιτηρίου 7. 1) Ηλεκτρολυτική διάσταση- αυτή είναι η αποσύνθεση μιας ουσίας σε ιόντα υπό τη δράση μορίων πολικών διαλυτών.
pH = -lg.
ρυθμιστικά διαλύματα- Αυτά είναι διαλύματα όταν προστίθενται οξέα ή αλκάλια στα οποία το pH τους αλλάζει ελαφρώς.
Το ανθρακικό οξύ σχηματίζει:
1) μέτρια άλατα (ανθρακικά),
2) όξινα (υδρογονανθρακικά).
Τα ανθρακικά και τα υδρογονανθρακικά είναι θερμικά ασταθή:
CaCO3 \u003d CaO + CO2 ^,
Ca (HCO3) 2 \u003d CaCO3v + CO2 ^ + H2O.
Το ανθρακικό νάτριο (ανθρακικό νάτριο) είναι ένα από τα κύρια προϊόντα της χημικής βιομηχανίας. Σε υδατικό διάλυμα υδρολύεται ανάλογα με την αντίδραση
Na2CO3 > 2Na+ + CO3-2,
CO3-2 + H + -OH- - HCO3- + OH-.
Το διττανθρακικό νάτριο (μαγειρική σόδα) χρησιμοποιείται ευρέως στη βιομηχανία τροφίμων. Λόγω της υδρόλυσης, το διάλυμα έχει επίσης αλκαλικό περιβάλλον.
NaHC03 > Na+ + HCO3-, HCO3- + H-OH - H2CO3 + OH-.
Το ανθρακικό νάτριο και η πόση σόδα αλληλεπιδρούν με οξέα
Na2CO3 + 2HCl - 2NaCl + CO2 ^ + H2O,
2Na+ + CO3-2 + 2H+ + 2Cl- - 2Na+ + 2Cl- + CO2^ + H2O,
CO3-2 + 2H+ - CO2^ + H2O;
NaHCO3 + CH3COOH - CH3COOHa + CO2^ + H2O,
Na+ + HCO3- + CH3COOH - CH3COO- + Na+ + CO2^ + H2O,
HCO3- + CH3COOH - CH3COO- + CO2^ + H2O.
Αριθμός εισιτηρίου 8. 1) ανταλλαγή ιόντων σε διαλύματα:
Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 +H2O
2Na + CO3 + 2H + SO4 → 2Na + SO4 + CO2 + H2O
CO3 + 2H → CO2 + H2O
Με έκλυση αερίου: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl
2) Χημικές ιδιότητες του αζώτου.Μόνο με ενεργά μέταλλα όπως το λίθιο, το ασβέστιο, το μαγνήσιο, το άζωτο αλληλεπιδρά όταν θερμαίνεται σε σχετικά χαμηλές θερμοκρασίες. Το άζωτο αντιδρά με τα περισσότερα άλλα στοιχεία σε υψηλές θερμοκρασίες και παρουσία καταλυτών. Οι ενώσεις αζώτου με οξυγόνο N2O, NO, N2O3, NO2 και N2O5 έχουν μελετηθεί καλά.
Φυσικές ιδιότητες του αζώτου.Το άζωτο είναι ελαφρώς ελαφρύτερο από τον αέρα. πυκνότητα 1,2506 kg/m3 (στους 0°С και 101325 n/m2 ή 760 mm Hg), mp -209,86°C, tbp -195,8°С. Το άζωτο υγροποιείται με δυσκολία: η κρίσιμη θερμοκρασία του είναι μάλλον χαμηλή (-147,1°C) και η κρίσιμη πίεση είναι υψηλή, 3,39 MN/m2 (34,6 kgf/cm2). η πυκνότητα του υγρού αζώτου είναι 808 kg/m3. Το άζωτο είναι λιγότερο διαλυτό στο νερό από το οξυγόνο: στους 0°C, 23,3 g αζώτου διαλύονται σε 1 m3 H2O. Καλύτερα από το νερό, το άζωτο είναι διαλυτό σε ορισμένους υδρογονάνθρακες.
Αριθμός εισιτηρίου 9. Υδρόλυση (από το ελληνικό υδρο - νερό, λύση - αποσύνθεση)σημαίνει την αποσύνθεση μιας ουσίας από το νερό. Η υδρόλυση άλατος είναι η αναστρέψιμη αλληλεπίδραση του άλατος με το νερό, που οδηγεί στο σχηματισμό ενός αδύναμου ηλεκτρολύτη.
Το νερό, αν και σε μικρό βαθμό, διαχωρίζει:
H 2 O H + + OH -.
Χλωριούχο νάτριο H2O H+ + OH–,
Na+ + Cl– + H2O Na+ + Cl– + H+ + OH–,
NaCl + H2O (χωρίς αντίδραση) Ουδέτερο
Ανθρακικό νάτριο + HOH + OH–,
2Na+ + + H2O + OH–,
Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH Αλκαλικό
Χλωριούχο αργίλιο Al3+ + HOH AlOH2+ + H+,
Al3+ + 3Cl– + H2O AlΟH2+ + 2Cl– + H+ + Cl–,
AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl όξινο
Η εξάρτηση του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης από τη θερμοκρασία.
Ο ρυθμός των ετερογενών αντιδράσεων.
Σε ετερογενή συστήματα, οι αντιδράσεις προχωρούν στη διεπαφή. Σε αυτή την περίπτωση, η συγκέντρωση της στερεάς φάσης παραμένει πρακτικά σταθερή και δεν επηρεάζει τον ρυθμό αντίδρασης. Ο ρυθμός μιας ετερογενούς αντίδρασης θα εξαρτηθεί μόνο από τη συγκέντρωση της ουσίας στην υγρή ή αέρια φάση. Επομένως, στην κινητική εξίσωση, οι συγκεντρώσεις των στερεών δεν υποδεικνύονται, οι τιμές τους περιλαμβάνονται στις τιμές των σταθερών. Για παράδειγμα, για μια ετερογενή αντίδραση
η κινητική εξίσωση μπορεί να γραφτεί
ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ 4. Η κινητική σειρά της αντίδρασης της αλληλεπίδρασης του χρωμίου με το αλουμίνιο είναι 1. Να γράψετε τις χημικές και κινητικές εξισώσεις της αντίδρασης.
Η αντίδραση της αλληλεπίδρασης του αλουμινίου με το χλώριο είναι ετερογενής, η κινητική εξίσωση μπορεί να γραφτεί
ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ 5 Εξίσωση κινητικής αντίδρασης
έχει τη μορφή
Προσδιορίστε τη διάσταση της σταθεράς ταχύτητας και υπολογίστε το ρυθμό διάλυσης του αργύρου σε μερική πίεση οξυγόνου Pa και συγκέντρωση κυανιούχου καλίου 0,055 mol/l.
Η διάσταση της σταθεράς προσδιορίζεται από την κινητική εξίσωση που δίνεται στην συνθήκη του προβλήματος:
Αντικαθιστώντας αυτά τα προβλήματα στην κινητική εξίσωση, βρίσκουμε τον ρυθμό διάλυσης του αργύρου:
ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ 6 Εξίσωση κινητικής αντίδρασης
έχει τη μορφή
Πώς θα αλλάξει ο ρυθμός αντίδρασης εάν η συγκέντρωση του χλωριούχου υδραργύρου (P) μειωθεί στο μισό και η συγκέντρωση του οξαλικού – ιόντα να διπλασιαστούν;
Μετά την αλλαγή της συγκέντρωσης των αρχικών ουσιών, ο ρυθμός αντίδρασης εκφράζεται με την κινητική εξίσωση
Συγκρίνοντας και, διαπιστώνουμε ότι ο ρυθμός αντίδρασης αυξήθηκε σε 2 φορές.
Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης αυξάνεται σημαντικά.
Η ποσοτική εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τη θερμοκρασία προσδιορίζεται από τον κανόνα van't Hoff.
Για να χαρακτηριστεί η εξάρτηση του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης (σταθερά ταχύτητας) από τη θερμοκρασία, χρησιμοποιείται ο συντελεστής θερμοκρασίας του ρυθμού αντίδρασης (), που ονομάζεται επίσης συντελεστής Van't Hoff. Ο συντελεστής θερμοκρασίας του ρυθμού αντίδρασης δείχνει πόσες φορές θα αυξηθεί ο ρυθμός αντίδρασης με αύξηση της θερμοκρασίας των αντιδρώντων κατά 10 βαθμούς.
Μαθηματικά, η εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τη θερμοκρασία εκφράζεται από τη σχέση
όπου – συντελεστής θερμοκρασίας ταχύτητας.
– Τ;
Τ;
–– σταθερή ταχύτητα αντίδρασης σε θερμοκρασία Τ+ 10;
–– ταχύτητα αντίδρασης σε θερμοκρασία Τ+ 10.
Για τους υπολογισμούς, είναι πιο βολικό να χρησιμοποιείτε τις εξισώσεις
καθώς και οι λογαριθμικές μορφές αυτών των εξισώσεων
Η αύξηση του ρυθμού αντίδρασης με την αύξηση της θερμοκρασίας εξηγεί θεωρία ενεργοποίησης. Σύμφωνα με αυτή τη θεωρία, τα σωματίδια των ουσιών που αντιδρούν στη σύγκρουση πρέπει να υπερνικήσουν τις απωστικές δυνάμεις, να αποδυναμώσουν ή να σπάσουν παλιούς χημικούς δεσμούς και να σχηματίσουν νέους. Για αυτό, πρέπει να ξοδέψουν ένα ορισμένο ποσό ενέργειας, δηλ. ξεπεράσει κάποιο ενεργειακό εμπόδιο. Ένα σωματίδιο με περίσσεια ενέργειας που επαρκεί για να ξεπεράσει το ενεργειακό φράγμα ονομάζεται ενεργά σωματίδια.
Υπό κανονικές συνθήκες, υπάρχουν λίγα ενεργά σωματίδια στο σύστημα και η αντίδραση προχωρά με πιο αργό ρυθμό. Αλλά τα ανενεργά σωματίδια μπορούν να γίνουν ενεργά εάν τους δώσετε επιπλέον ενέργεια. Ένας τρόπος για να ενεργοποιήσετε τα σωματίδια είναι η αύξηση της θερμοκρασίας. Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, ο αριθμός των ενεργών σωματιδίων στο σύστημα αυξάνεται απότομα και ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται.