På Med en økning i temperaturen øker hastigheten på de fleste kjemiske reaksjoner betydelig, og for homogene reaksjoner, når den varmes opp for hver tiende grad, øker reaksjonshastigheten med 2-4 ganger.
Det totale antallet partikler i systemet (N) er lik arealet under kurven. Det totale antallet partikler med energier større enn Ea er lik det skraverte området.
Figur 2 viser at når temperaturen øker, endres energifordelingen til partikler på en slik måte at andelen partikler med høyere energi øker. Et viktig konsept for en kjemisk reaksjon er således aktiveringsenergien.
Aktiveringsenergi er energien som partikler må ha for at deres interaksjon skal føre til en kjemisk reaksjon. Aktiveringsenergien uttrykkes i kJ/mol. For reaksjoner som foregår med en merkbar hastighet, overstiger ikke aktiveringsenergien 50 kJ/mol (for ionebytterreaksjoner, Ea » 0); hvis Ea > 100 kJ/mol, så er reaksjonshastigheten umåtelig lav.
I 1889 ga S. Arrhenius en ligning for avhengigheten av hastighetskonstanten til en kjemisk reaksjon på temperaturen:
k = Ae - Ea/RT
hvor en - pre-eksponentiell faktor avhengig av arten av de reagerende stoffene;
R- gass konstant \u003d 8,314 J / (mol? K);
Ea- aktiveringsenergi.
Det følger av Arrhenius-ligningen at jo høyere aktiveringsenergien er, desto mer er det nødvendig å øke temperaturen for å opprettholde den nødvendige reaksjonshastigheten.
Figur 3 viser avhengigheten av endringen i den potensielle energien til det reagerende systemet på reaksjonsbanen. Fra figuren ovenfor kan det sees at for en eksoterm reaksjon (som går med frigjøring av varme), blir tapet av aktive molekyler etterfylt på grunn av energien som frigjøres under reaksjonen. Ved en endoterm reaksjon kreves varme for å opprettholde ønsket reaksjonshastighet.
| eksoterm reaksjon | Endoterm reaksjon |
Figur 10.3 Energidiagram av en kjemisk reaksjon
A - reaktanter, C - produkter.
2.4 Påvirkning av fremmedlegemer
Fremmede stoffer, avhengig av påvirkningen, kan akselerere reaksjoner - katalysatorer eller bremse - inhibitorer.
Katalysatorer– Dette er stoffer som akselererer kjemiske reaksjoner, men etter reaksjonen forblir de selv uendret.
Inhibitorer - dette er stoffer som bremser reaksjonen.I praksis er det noen ganger nødvendig å bremse reaksjonene (korrosjon av metaller etc.) dette oppnås ved å introdusere inhibitorer i reaksjonssystemet. For eksempel reduserer natriumnitritt, kromat og kaliumdikromat korrosjonshastigheten til metaller.
promotører- stoffer som øker aktiviteten til katalysatoren. I dette tilfellet kan det hende at promotorene i seg selv ikke har katalytiske egenskaper.
Katalytiske giftstoffer- fremmede urenheter i reaksjonsblandingen, som fører til delvis eller fullstendig tap av katalysatoraktivitet. Så, spor av arsen, fosfor forårsaker et raskt tap av aktivitet av katalysatoren V 2 O 5 i kontaktmetoden for å oppnå H 2 SO 4.
3. Kjemisk likevekt
I kjemiske reaksjoner blir ikke alltid utgangsmaterialene fullstendig omdannet til reaksjonsprodukter. Dette er fordi når reaksjonsproduktene akkumuleres, kan det skapes betingelser for at den omvendte reaksjonen kan skje. De fleste kjemiske reaksjoner er reversible.
Som et eksempel, la oss analysere den reversible reaksjonen av syntesen av ammoniakk fra nitrogen og hydrogen, som er ekstremt viktig for industrien:
direkte reaksjon -2N2 + 3H2 →2NH 3 ,
revers reaksjon - 2NH 3 →N 2 + 3H2,
reversibel reaksjon - 2N 2 + 3H 2« 2NH3.
Forover- og bakreaksjonene er separate reaksjoner med deres tilsvarende kinetiske ligninger, pre-eksponeringsfaktorer, aktiveringsenergier, etc.
Et viktig kvantitativt kjennetegn ved reversible reaksjoner er likevektskonstanten, som bestemmes når systemet når kjemisk likevekt - en tilstand der hastighetene for direkte og omvendte reaksjoner er like. Eksempler på anvendelse av masseaksjonsloven (p.m.m.).
La oss utlede likevektskonstanten ved å bruke eksemplet på ammoniakksyntesereaksjonen.
Kinetisk ligning for direkte reaksjon
N2 + 3H2 →2NH 3
har formen Vpr \u003d Kpr 3.
Kinetisk ligning for omvendt reaksjon
2NH3 →N 2 + 3H2
har formen Vrev \u003d Cobr 2.
I en tilstand av kjemisk likevekt er Vpr = Var.
Ved å erstatte uttrykkene for frekvensen av direkte og omvendte reaksjoner i tilstanden kjemisk likevekt, får vi følgende likhet Kpr 3 = Cobr 2.
Etter transformasjon får vi
.
4. Le Chateliers prinsipp
Hvis det utøves ytre påvirkning på et system som er i en tilstand av kjemisk likevekt, vil likevekten forskyves som følge av prosessene som skjer i systemet på en slik måte at påvirkningen vil avta.
4.1 Effekt av konsentrasjonsendringer på likevekt
Med en økning i konsentrasjonen av noen av stoffene som deltar i reaksjonen, skifter likevekten mot forbruket av dette stoffet, og når det avtar, mot dannelsen av dette stoffet.
Eksempel 1 Hvis i et likevektssystem
2N2 + 3H2« 2NH3
legg til N 2 eller H 2, så, i samsvar med Le Chatelier-prinsippet, for å redusere konsentrasjonene av disse stoffene, bør likevekten skifte til høyre, produksjonen av NH 3 vil øke. Når konsentrasjonen av NH 3 øker, vil likevekten tilsvarende forskyves mot venstre.
4.2 Effekt av trykkendring på likevekt
Trykket i et lukket reaksjonssystem skyldes tilstedeværelsen av gassformige stoffer i det: jo flere av dem, jo større er trykket. Derfor vil en endring i ytre trykk påvirke likevekten bare i tilfeller der gassformige stoffer deltar i den, og deres antall i forover- og bakreaksjonene er forskjellig.
Hvis trykket økes i et system i en tilstand av kjemisk likevekt, vil det hovedsakelig oppstå en reaksjon, som et resultat av at mengden gassformige stoffer avtar; når trykket synker, fortsetter reaksjonen hovedsakelig, som et resultat av at mengden av gassformige produkter øker.
Eksempel 1 Er det mulig å øke utbyttet av produkter i reaksjonen ved å endre trykket CO 2 (g) + H 2 (g)« CO(g) + H20(g).
Løsning: Reaksjonsblandingen inkluderer gassformige reagenser, men mengden deres endres ikke i reaksjonen: fra ett mol CO 2 (g) og ett mol H2 (g), ett mol CO (g) og H 2 O (g) er oppnådd hver. Av denne grunn påvirker ikke en endring i trykket likevektstilstanden.
Eksempel 2 Hvordan vil likevektskonsentrasjonene av reagenser endre seg med økende trykk i systemet N2 + 3H2"2NH3?
Det kan sees fra reaksjonsligningen at fra 4 mol av gassen til startproduktene dannes 2 mol av gassen til reaksjonsproduktene. Med en trykkøkning vil altså likevekten skifte til en direkte reaksjon, siden det fører til en trykkreduksjon.
4.3 Effekt av temperaturendringer på kjemisk likevekt
De fleste kjemiske reaksjoner fortsetter med frigjøring eller absorpsjon av varme. I det første tilfellet øker temperaturen på blandingen, i det andre synker den.
Hvis reaksjonsblandingen, som er i en tilstand av kjemisk likevekt, varmes opp, bør reaksjonen i samsvar med Le Chatelier-prinsippet hovedsakelig foregå, som et resultat av at varme vil bli absorbert, dvs. endoterm reaksjon; når blandingen er avkjølt, bør en overveiende reaksjon fortsette, som et resultat av at varme vil frigjøres, dvs. endoterm reaksjon.
Hvis temperaturen økes i et system som er i en tilstand av kjemisk likevekt, så skifter likevekten mot en endoterm reaksjon, og når temperaturen synker, mot en eksoterm reaksjon.
Eksempel: 2N2 + 3H2« 2NH3,H0 = -92 kJ
Reaksjonen er eksoterm, derfor, når temperaturen øker, skifter likevekten til venstre, og når temperaturen synker, skifter den til høyre.
Det følger av dette at for å øke utbyttet av ammoniakk, må temperaturen senkes. I praksis opprettholdes en temperatur på 500 0C, siden ved en lavere temperatur avtar hastigheten på den direkte reaksjonen kraftig.
Kjemisk likevekt har en dynamisk karakter: forover- og bakoverreaksjoner stopper ikke ved likevekt.
Likevektskonstanten avhenger av temperaturen og reaktantenes natur. Jo større likevektskonstanten er, jo mer forskyves likevekten mot dannelsen av direkte reaksjonsprodukter
Le Chateliers prinsipp er universelt, da det ikke bare gjelder for rent kjemiske prosesser, men også for fysiske og kjemiske fenomener, som krystallisering, oppløsning, koking og fasetransformasjoner i faste stoffer.
En økning i temperatur fremskynder alle kjemiske reaksjoner. Opprinnelig fant van't Hoff eksperimentelt at når økning i temperatur for hver 10. grader, øker hastigheten med 2¸ 4 ganger ( Van't Hoffs regel ). Dette tilsvarer kraftlovens avhengighet av hastighet på temperatur:
hvor T > T 0, g - van't Hoff temperaturkoeffisient.
Denne ligningen er imidlertid ikke teoretisk begrunnet. ; eksperimentelle data er bedre beskrevet av en eksponentiell funksjon (Arrhenius-ligning):
,
hvor A er en pre-eksponentiell faktor uavhengig av T, E a er aktiveringsenergien til en kjemisk reaksjon (kJ/mol), R er den universelle gasskonstanten.
Arrhenius-ligningen er vanligvis skrevet for hastighetskonstanten:
.
Denne ligningen er teoretisk underbygget av metodene for statistisk fysikk. Kvalitativt er denne begrunnelsen som følger: Siden reaksjoner foregår som et resultat av tilfeldige kollisjoner av molekyler, er disse kollisjonene preget av et nesten kontinuerlig sett med energier fra de minste til de aller største. Åpenbart vil en reaksjon bare skje når molekylene kolliderer med nok energi til å bryte (eller betydelig strekke) noen kjemiske bindinger. For hvert system er det en energiterskel E a, fra hvilken energien er tilstrekkelig til at reaksjonen kan fortsette - denne mekanismen tilsvarer kurve 1 i figur 5.1. Siden kollisjoner skjer med en frekvens som avhenger av temperatur i henhold til en eksponentiell lov, får man formlene 5.9 og 5.10. Da representerer de pre-eksponensielle faktorene A og k 0 en karakteristikk av det totale antallet kollisjoner, og begrepet er brøkdelen av vellykkede kollisjoner.
Analysen av eksperimentelle data utføres ved å bruke den logaritmiske formen til Arrhenius-ligningen:
.
Grafen er bygget i den såkalte Arrhenius koordinater
(ln k - ), fig. 7,2; fra grafen finn k o og E a.
I nærvær av eksperimentelle data for to temperaturer k o og E a, er det lett å teoretisk finne:
; 
;
Hastigheten til en kjemisk reaksjon avhenger i stor grad av aktiveringsenergien. For de aller fleste reaksjoner ligger den i området fra 50 til 250 kJ/mol. Reaksjoner som
E a > 150 kJ/mol, lekker praktisk talt ikke ved romtemperatur.
Eksempel 1 Den komplekse irreversible reaksjonen 2N 2 O 5 \u003d 4NO 2 + O 2 er en førsteordens reaksjon. Hvordan vil hastigheten endres når trykket økes med 5 ganger?
Løsning. Den kinetiske ligningen for denne reaksjonen i generell form: V = k · a . Siden reaksjonen er kompleks, er det mulig at en ¹ 2. Etter betingelse, rekkefølgen av reaksjonen
a = 1. For gassreaksjoner spilles konsentrasjonens rolle av trykk. Derfor
V = kP, og hvis Р1 = 5Р, så V1/V = 5, dvs. hastigheten øker fem ganger.
Finn hastighetskonstanten, rekkefølgen til reaktantene og skriv ned den kinetiske ligningen.
Løsning. Den generelle kinetiske ligningen for hastigheten på denne reaksjonen er:
V = k a b .
Dataene i tabellen gjør det mulig å finne reaksjonsrekkefølgene for NO (a) og H 2 (b) ved å senke reaksjonsrekkefølgen, d.v.s. analysere eksperimenter der en av reagensene har en konstant konsentrasjon. Så, = 0,01 i første og andre kolonne, mens du endrer.
. (privat bestilling i H 2).
For den andre og tredje kolonnen, tvert imot, er det det samme, men - er forskjellige, derfor:
(privat bestilling for NO).
Siden a og b faller sammen med støkiometriske koeffisienter, kan reaksjonen være enkel. Hastighetskonstanten kan finnes fra hver kolonnes data:
Dermed er den kinetiske ligningen: V = 2,5. 10 3 2 .
Den totale (generelle) rekkefølgen av denne reaksjonen (a + b) er 3.
Eksempel 3 Reaksjonshastigheten A + 3B = AB 3 bestemmes av den kinetiske ligningen V = k[A]·[B]. Bestem den generelle rekkefølgen av reaksjonen. Er denne reaksjonen enkel eller kompleks? Hvor mange ganger vil reaksjonshastigheten øke når konsentrasjonen økes med 3 ganger?
Løsning. Reaksjonsrekkefølgen bestemmes av summen av eksponentene til reaktantene i den kinetiske ligningen. For denne reaksjonen er den totale rekkefølgen to (1 + 1).
Hvis denne reaksjonen var enkel, så ifølge loven om masseaksjon
V = k[A]1. [B] 3 og den totale rekkefølgen vil være (1+ 3) = 4, dvs. Eksponentene i den kinetiske ligningen faller ikke sammen med de støkiometriske koeffisientene, derfor er reaksjonen kompleks og foregår i flere stadier.
Med en økning i konsentrasjonene av reagenser med 3 ganger: V 1 = k·3[A]·3[B] = 3 2 V, det vil si at hastigheten vil øke med 3 2 = 9 ganger.
Eksempel 4 Bestem aktiveringsenergien til reaksjonen og dens temperaturkoeffisient, hvis hastighetskonstantene ved 398 og 600 0 C er henholdsvis 2,1 × 10 -4 og 6,25 × 10 -1.
Løsning. E a for to verdier kan beregnes ved hjelp av formelen 5.12 :
192633 J/mol.
Temperaturkoeffisienten finnes fra uttrykk (5.8), fordi Vµk:
.
Katalyse
En av de vanligste metodene i kjemisk praksis for å akselerere kjemiske reaksjoner er katalyse.En katalysator er et stoff som gjentatte ganger deltar i mellomstadiene av en reaksjon, men lar det være kjemisk uendret.
For eksempel for reaksjonen A 2 + B 2 \u003d 2AB
deltakelsen av katalysator K kan uttrykkes ved ligningen
A 2 + K + B 2 ® A 2 .... K + B 2 ® A 2 ... K ... B 2 ® 2AB + K.
Disse ligningene kan representeres ved potensielle energikurver (fig. 5.2.).
Ris. 5.2. Energiskjema for reaksjonen
med og uten katalysator
Figur 5.2 viser at:
1) katalysatoren reduserer aktiveringsenergien ved å endre reaksjonsmekanismen - den fortsetter gjennom nye stadier, som hver er preget av lav aktiveringsenergi;
2) katalysatoren endrer ikke DH av reaksjonen (så vel som DG, DU og DS);
3) hvis den katalyserte reaksjonen er reversibel, påvirker ikke katalysatoren likevekten, endrer ikke likevektskonstanten og likevektskonsentrasjonene til systemkomponentene. Den fremskynder både forover- og bakreaksjonene like mye, og øker dermed tiden for å nå likevekt.
Åpenbart, i nærvær av en katalysator, synker aktiveringsenergien til reaksjonen med verdien DE k. Siden i uttrykket for reaksjonshastighetskonstanten (ligning 5.10) er aktiveringsenergien inkludert i den negative eksponenten, selv en liten reduksjon i E a forårsaker en veldig stor økning i reaksjonshastigheten: 
.
Effekten av katalysatoren på reduksjonen i Еа kan vises ved eksemplet på nedbrytningsreaksjonen av hydrogenjodid:
2HI \u003d H 2 + I 2.
Således, for reaksjonen under vurdering, reduksjonen i energi
aktivering med 63 kJ, dvs. 1,5 ganger, tilsvarer en økning i reaksjonshastigheten ved 500 K med mer enn 10 6 ganger.
Det skal bemerkes at den pre-eksponentielle faktoren til den katalytiske reaksjonen k 0 1 ikke er lik k 0 og vanligvis er mye mindre, men den tilsvarende reduksjonen i hastigheten kompenserer ikke for økningen på grunn av Еа.
Eksempel 5 Aktiveringsenergien til en viss reaksjon i fravær av en katalysator er 75,24 kJ / mol, og med en katalysator - 50,14 kJ / mol. Hvor mange ganger øker reaksjonshastigheten i nærvær av en katalysator hvis reaksjonen fortsetter ved 25 0 C, og den preeksponensielle faktoren i nærvær av en katalysator avtar med 10 ganger.
Løsning. La oss betegne aktiveringsenergien til reaksjonen uten katalysator som E a, og i nærvær av en katalysator - gjennom Ea 1 ; de tilsvarende reaksjonshastighetskonstantene vil bli betegnet med k og k 1 . Ved å bruke Arrhenius-ligningen (5.9) (se avsnitt 5.3) og anta k 0 1 /k 0 = 10, finner vi:
Herfra 
Vi finner til slutt:
En reduksjon i aktiveringsenergien av katalysatoren med 25,1 kJ førte således til en økning i reaksjonshastigheten med en faktor på 2500, til tross for en 10 ganger reduksjon i den pre-eksponensielle faktoren.
Katalytiske reaksjoner er klassifisert etter type katalysatorer og etter type reaksjoner. Så, for eksempel, i henhold til tilstanden til aggregering av katalysatorer og reagenser, er katalyse delt inn i homogen(katalysator og reaktant danner én fase) og heterogen(katalysatoren og reagensene er i forskjellige faser, det er en fasegrense mellom katalysatoren og reagensene).
Et eksempel på homogen katalyse vil være oksidasjon av CO til CO 2 med oksygen i nærvær av NO 2 (katalysator). Katalysemekanismen kan representeres av følgende reaksjoner:
CO (g) + NO 2 (g) ® CO 2 (g) + NO (g),
2NO (g) + 02 (g)® 2N02 (g);
og katalysatoren (NO 2) deltar igjen i den første reaksjonen.
På samme måte kan oksidasjonen av SO 2 til SO 3 katalyseres; en lignende reaksjon brukes i produksjonen av svovelsyre ved "nitrøs"-prosessen.
Et eksempel på heterogen katalyse er produksjonen av SO 3 fra SO 2 i nærvær av Pt eller V 2 O 5:
SO2 (g) + O2 (g) ® SO3 (g).
Denne reaksjonen brukes også i produksjonen av svovelsyre («kontakt»-metoden).
Den heterogene katalysatoren (jern) brukes også i produksjon av ammoniakk fra nitrogen og hydrogen og i mange andre prosesser.
Effektiviteten til heterogene katalysatorer er vanligvis mye større enn for homogene. Hastigheten av katalytiske reaksjoner i tilfelle av en homogen katalysator avhenger av dens konsentrasjon, og i tilfelle av en heterogen, av dens spesifikke overflateareal (det vil si dispersjon) - jo større den er, desto større er hastigheten. Sistnevnte skyldes det faktum at den katalytiske reaksjonen finner sted på overflaten av katalysatoren og inkluderer stadiene av adsorpsjon (klebing) av reaktantmolekyler på overflaten; etter at reaksjonen er fullført, desorberes produktene. For å øke overflaten til katalysatorene, knuses de eller oppnås ved spesielle metoder, der det dannes veldig fine pulvere.
Eksemplene som er gitt er også eksempler redokskatalyse. I dette tilfellet fungerer overgangsmetaller eller deres forbindelser (Mn 3+, Pt, Au, Ag, Fe, Ni, Fe 2 O 3, etc.) vanligvis som katalysatorer.
I syre-base katalyse rollen til katalysatoren utføres av H + , OH - og andre lignende partikler - bærere av surhet og basicitet. Så hydrolysereaksjonen
CH 3 COOCH 3 + H 2 O CH 3 COOH + CH 3 OH
akselererer omtrent 300 ganger ved tilsetning av en hvilken som helst av de sterke syrene: HCl, HBr eller HNO 3 .
Katalyse er av stor betydning i biologiske systemer. I dette tilfellet kalles katalysatoren enzym. Effektiviteten til mange enzymer er mye større enn konvensjonelle katalysatorer. For eksempel for reaksjonen av nitrogenbinding til ammoniakk
N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3
I industrien brukes en heterogen katalysator i form av jernsvamp med tilsetning av metalloksider og sulfater.
I dette tilfellet utføres reaksjonen ved T » 700 K og P » 30 MPa. Den samme syntesen finner sted i knuter av belgfrukter under påvirkning av enzymer ved vanlig T og R.
Katalytiske systemer er ikke likegyldige for urenheter og tilsetningsstoffer. Noen av dem øker effektiviteten av katalyse, slik som i eksemplet ovenfor på katalyse av syntesen av ammoniakk med jern. Disse katalysatortilsetningsstoffene kalles promotører(kalium- og aluminiumoksider i jern). Noen urenheter, tvert imot, undertrykker den katalytiske reaksjonen ("forgift" katalysatoren), dette katalytiske giftstoffer. For eksempel er syntesen av SO 3 på en Pt-katalysator svært følsom for urenheter som inneholder sulfid svovel; svovel forgifter overflaten av platinakatalysatoren. Omvendt er katalysatoren basert på V 2 O 5 ufølsom for slike urenheter; æren av å utvikle en katalysator basert på vanadiumoksid tilhører den russiske forskeren G.K. Boreskov.
hvor g - ttemperaturkoeffisient, tar verdier fra 2 til 4.
Forklaringen på reaksjonshastighetens avhengighet av temperatur ble gitt av S. Arrhenius. Ikke hver kollisjon av reaktantmolekyler fører til en reaksjon, men bare de sterkeste kollisjonene. Bare molekyler med overskudd av kinetisk energi er i stand til en kjemisk reaksjon.
S. Arrhenius beregnet andelen aktive (dvs. fører til en reaksjon) kollisjoner av reagerende partikler a, avhengig av temperatur: - a = exp(-E/RT). og brakte Arrhenius-ligningen for reaksjonshastighetskonstanten:
k = koe-E/RT
hvor ko og E d avhenger av arten av reagensene. E er energien som må gis til molekyler for at de skal kunne samhandle, kalt aktiveringsenergi.
Van't Hoffs regel- en empirisk regel som tillater, som en første tilnærming, å estimere effekten av temperatur på hastigheten til en kjemisk reaksjon i et lite temperaturområde (vanligvis fra 0 ° C til 100 ° C). J. H. van't Hoff, på grunnlag av mange eksperimenter, formulerte følgende regel:
Aktiveringsenergi i kjemi og biologi, minimumsmengden energi som kreves for å gi et system (i kjemi uttrykt i joule per mol) for at en reaksjon skal skje. Begrepet ble introdusert av Svante August Arrhenius i. Typisk reaksjonsenerginotasjon Ea.
Aktiveringsentropien betraktes som forskjellen mellom entropien til overgangstilstanden og grunntilstanden til reaktantene. Det bestemmes hovedsakelig av tapet av translasjons- og rotasjonsgradene av frihet til partiklene under dannelsen av det aktiverte komplekset. Betydelige endringer (vibrasjonsfrihetsgrader) kan også skje dersom det aktiverte komplekset er noe tettere pakket enn reaktantene.
Aktiveringsentropien til en slik overgang er positiv.
Entropien til aktivering avhenger av mange faktorer. Når, i en bimolekylær reaksjon, to initiale partikler går sammen for å danne en overgangstilstand, reduseres translasjons- og rotasjonsentropien til de to partiklene til verdier som tilsvarer en enkelt partikkel; en liten økning i vibrasjonsentropi er ikke nok til å kompensere for denne effekten.
Aktiveringsentropier varierer faktisk mer med struktur enn entalpier. Aktiveringsentropiene stemmer i de fleste tilfeller godt overens med Price og Hammett-regelen. Denne serien har også den spesielle betydningen at økningen og entropien til silapen sannsynligvis kan beregnes nøyaktig ut fra de kjente absolutte entropiene til de tilsvarende hydrokarbonene.
Billett nummer 2
1) HOVEDKLASSER AV UORGANISKE FORBINDELSER: Baser, oksider, syrer, salter.
2) Be - beryllium.
Kjemiske egenskaper: beryllium er relativt lite reaktivt ved romtemperatur. I kompakt form reagerer den ikke med vann og vanndamp selv ved rød varme og oksideres ikke av luft opp til 600 °C. Når det antennes, brenner berylliumpulver med en skarp flamme, og produserer oksid og nitrid. Halogener reagerer med beryllium ved temperaturer over 600 °C, mens kalkogener krever enda høyere temperaturer.
Fysiske egenskaper: Beryllium er et relativt hardt, men sprøtt, sølvhvitt metall. Den har en høy elastisitetsmodul - 300 GPa (for stål - 200-210 GPa). I luft er den aktivt dekket med en motstandsdyktig oksidfilm.
Magnesium (Mg). Fysiske egenskaper: Magnesium er et sølvhvitt metall med et sekskantet gitter, romgruppe P 63 / mmc, gitterparametre a = 0,32029 nm, c = 0,52000 nm, Z = 2. Under normale forhold er overflaten av magnesium dekket med en sterk beskyttende film av magnesiumoksid MgO , som ødelegges når det varmes opp i luft til ca. 600 ° C, hvoretter metallet brenner med en blendende hvit flamme for å danne magnesiumoksid og nitrid Mg3N2.
Kjemiske egenskaper: Blanding av pulverisert magnesium med kaliumpermanganat KMnO4 - eksplosiv
Varmt magnesium reagerer med vann:
Mg (forfall) + H2O = MgO + H2;
Alkalier virker ikke på magnesium, det løses lett opp i syrer med frigjøring av hydrogen:
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2;
Når det varmes opp i luft, brenner magnesium for å danne et oksid; en liten mengde nitrid kan også dannes med nitrogen:
2Mg + O2 = 2MgO;
3Mg + N2 = Mg3N2
Billett nummer 3. Løselighet- et stoffs evne til å danne homogene systemer med andre stoffer - løsninger der stoffet er i form av individuelle atomer, ioner, molekyler eller partikler.
mettet løsning- en løsning der det oppløste stoffet har nådd sin maksimale konsentrasjon under gitte forhold og ikke lenger er løselig. Bunnfallet til et gitt stoff er i likevekt med stoffet i løsning.
umettet løsning- en løsning der konsentrasjonen av et oppløst stoff er mindre enn i en mettet løsning, og hvor det under gitte forhold kan løses opp noe mer av det.
Overmettede løsninger- løsninger karakterisert ved at innholdet av et oppløst stoff i dem er større enn dets normale løselighet under gitte forhold.
Henrys lov- loven som ved konstant temperatur er at løseligheten til en gass i en gitt væske er direkte proporsjonal med trykket til denne gassen over løsningen. Loven er kun egnet for ideelle løsninger og lavtrykk.
Henrys lov er vanligvis skrevet som følger:
Hvor p er partialtrykket til gassen over løsningen,
c er gasskonsentrasjonen i løsningen i fraksjoner av en mol,
k er Henry-koeffisienten.
Utdrag(fra sent latinsk ekstraksjon - ekstraksjon), ekstraksjon, prosessen med å separere en blanding av flytende eller faste stoffer ved bruk av selektive (selektive) løsningsmidler (ekstraksjonsmidler).
Billett nummer 4. 1)Massefraksjon er forholdet mellom massen av det oppløste stoffet og den totale massen av løsningen. For binær løsning
ω(x) = m(x) / (m(x) + m(s)) = m(x) /m
hvor ω(x) - massefraksjon av det oppløste stoffet X
m(x) - masse av oppløst stoff X, g;
m(s) er massen av løsningsmidlet S, g;
m \u003d m (x) + m (s) - massen av løsningen, g.
2)Aluminium- et element i hovedundergruppen til den tredje gruppen i den tredje perioden av det periodiske systemet av kjemiske elementer av D. I. Mendeleev, med atomnummer 13.
Å finne i naturen:
Naturlig aluminium består nesten utelukkende av en enkelt stabil isotop, 27Al, med spor av 26Al, en radioaktiv isotop med en halveringstid på 720 000 år, dannet i atmosfæren når argonkjerner bombarderes av kosmiske stråleprotoner.
Kvittering:
Den består i oppløsning av aluminiumoksid Al2O3 i en smelte av Na3AlF6-kryolitt, etterfulgt av elektrolyse ved bruk av koksovn eller grafittelektroder. Denne metoden for å skaffe krever store mengder elektrisitet, og ble derfor etterspurt først på 1900-tallet.
Aluminotermi- en metode for å oppnå metaller, ikke-metaller (så vel som legeringer) ved å redusere deres oksider med metallisk aluminium.
Billett nummer 5. LØSNINGER AV IKKE-ELEKTROLYTT, binær eller multikomponent brygge. systemer, hvis sammensetning kan endres kontinuerlig (i hvert fall innenfor visse grenser). I motsetning til elektrolyttløsninger er det ingen ladede partikler i noen merkbare konsentrasjoner i ikke-elektrolyttløsninger (mol.løsninger). løsninger av ikke-elektrolytter kan være faste, flytende og gassformige.
Raoults første lov
Raoults første lov relaterer metningsdamptrykket over en løsning til dens sammensetning; den er formulert slik:
Partialtrykket til den mettede dampen til en løsningskomponent er direkte proporsjonal med dens molfraksjon i løsningen, og proporsjonalitetskoeffisienten er lik det mettede damptrykket over den rene komponenten.
Raoults andre lov
Det faktum at damptrykket til en løsning er forskjellig fra damptrykket til et rent løsningsmiddel, påvirker krystalliserings- og kokeprosessene betydelig. Fra Raoults første lov utledes to konsekvenser angående reduksjonen i frysepunktet og økningen i kokepunktet for løsninger, som i sin kombinerte form er kjent som den andre Raoults lov.
Kryoskopi(fra det greske kryos - kaldt og scopeo - look) - måling av reduksjonen i frysepunktet til en løsning sammenlignet med et rent løsemiddel.
Van't Hoffs regel - For hver 10 graders økning i temperatur, øker hastighetskonstanten for en homogen elementær reaksjon to til fire ganger
Vannets hardhet- et sett med kjemiske og fysiske egenskaper til vann assosiert med innholdet av oppløste salter av jordalkalimetaller i det, hovedsakelig kalsium og magnesium.
Billett nummer 6. LØSNINGER AV ELEKTROLYTT, inneholder betydelige konsentrasjoner av ioner-kationer og anioner dannet som et resultat av elektrolytisk dissosiasjon av molekylene i det oppløste stoffet.
Sterke elektrolytter- kjemiske forbindelser hvis molekyler i fortynnede løsninger er nesten fullstendig dissosiert til ioner.
Svake elektrolytter- kjemiske forbindelser, hvis molekyler, selv i svært fortynnede løsninger, ikke er fullstendig dissosiert til ioner, som er i dynamisk likevekt med udissosierte molekyler.
elektrolytisk dissosiasjon- prosessen med dekomponering av elektrolytten til ioner når den er oppløst i et polart løsningsmiddel eller når den smeltes.
Ostwald fortynningsloven- forhold som uttrykker avhengigheten av den ekvivalente elektriske ledningsevnen til en fortynnet løsning av en binær svak elektrolytt av konsentrasjonen av løsningen:
P-elementer 4 grupper- karbon, silisium, germanium, tinn og bly.
Billett nummer 7. 1) Elektrolytisk dissosiasjon- dette er oppløsningen av et stoff til ioner under påvirkning av polare løsemiddelmolekyler.
pH = -lg.
bufferløsninger– Dette er løsninger når det tilsettes syrer eller alkalier som pH endres litt til.
Karbonsyre former:
1) mellomstore salter (karbonater),
2) sure (hydrokarbonater).
Karbonater og hydrokarbonater er termisk ustabile:
CaCO3 \u003d CaO + CO2 ^,
Ca (HCO3) 2 \u003d CaCO3v + CO2 ^ + H2O.
Natriumkarbonat (soda) er et av hovedproduktene i den kjemiske industrien. I vandig løsning hydrolyseres det i henhold til reaksjonen
Na2CO3 > 2Na+ + CO3-2,
CO3-2 + H + -OH- - HCO3- + OH-.
Natriumbikarbonat (natron) er mye brukt i næringsmiddelindustrien. På grunn av hydrolyse har løsningen også et alkalisk miljø.
NaHC03 > Na+ + HCO3-, HCO3- + H-OH - H2CO3 + OH-.
Soda og drikkebrus samhandler med syrer
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.
Billett nummer 8. 1)_ionebytte i løsninger:
Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 + H2O
2Na + CO3 + 2H + SO4 → 2Na + SO4 + CO2 + H2O
CO3 + 2H → CO2 + H2O
Med gassutvikling: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl
2) Kjemiske egenskaper til nitrogen. Bare med slike aktive metaller som litium, kalsium, magnesium, interagerer nitrogen når det varmes opp til relativt lave temperaturer. Nitrogen reagerer med de fleste andre grunnstoffer ved høye temperaturer og i nærvær av katalysatorer. Nitrogenforbindelser med oksygen N2O, NO, N2O3, NO2 og N2O5 er godt studert.
Fysiske egenskaper til nitrogen. Nitrogen er litt lettere enn luft; tetthet 1,2506 kg/m3 (ved 0°С og 101325 n/m2 eller 760 mm Hg), smp. -209,86°С, tbp -195,8°С. Nitrogen flyter med vanskeligheter: den kritiske temperaturen er ganske lav (-147,1°C) og dens kritiske trykk er høyt, 3,39 MN/m2 (34,6 kgf/cm2); tettheten av flytende nitrogen er 808 kg/m3. Nitrogen er mindre løselig i vann enn oksygen: ved 0°C løses 23,3 g nitrogen i 1 m3 H2O. Bedre enn vann er nitrogen løselig i noen hydrokarboner.
Billett nummer 9. Hydrolyse (fra gresk hydro - vann, lysis - dekomponering) betyr nedbrytning av et stoff med vann. Salthydrolyse er den reversible interaksjonen mellom salt og vann, som fører til dannelsen av en svak elektrolytt.
Vann, selv om det er i liten grad, dissosierer:
H20H+ + OH-.
Natriumklorid H2O H+ + OH–,
Na+ + Cl– + H2O Na+ + Cl– + H+ + OH–,
NaCl + H2O (ingen reaksjon) Nøytral
Natriumkarbonat + HOH + OH–,
2Na+ + + H2O + OH–,
Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH Alkalisk
Aluminiumklorid Al3+ + HOH AlOH2+ + H+,
Al3+ + 3Cl– + H2O AlОH2+ + 2Cl– + H+ + Cl–,
AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl sur
Avhengigheten av hastigheten til en kjemisk reaksjon på temperaturen.
Hastigheten av heterogene reaksjoner.
I heterogene systemer fortsetter reaksjoner ved grensesnittet. I dette tilfellet forblir konsentrasjonen av den faste fasen praktisk talt konstant og påvirker ikke reaksjonshastigheten. Hastigheten til en heterogen reaksjon vil kun avhenge av konsentrasjonen av stoffet i væske- eller gassfasen. Derfor, i den kinetiske ligningen, er ikke konsentrasjonene av faste stoffer angitt, verdiene deres er inkludert i verdiene til konstantene. For eksempel for en heterogen reaksjon
den kinetiske ligningen kan skrives
EKSEMPEL 4. Den kinetiske rekkefølgen for reaksjonen av interaksjonen mellom krom og aluminium er 1. Skriv de kjemiske og kinetiske ligningene for reaksjonen.
Reaksjonen av interaksjon av aluminium med klor er heterogen, den kinetiske ligningen kan skrives
EKSEMPEL 5 Kinetisk reaksjonsligning
har formen
Bestem dimensjonen til hastighetskonstanten og beregn oppløsningshastigheten til sølv ved et partialtrykk av oksygen Pa og en konsentrasjon av kaliumcyanid på 0,055 mol/l.
Dimensjonen til konstanten bestemmes fra den kinetiske ligningen gitt i tilstanden til problemet:
Ved å erstatte disse problemene i den kinetiske ligningen finner vi hastigheten for sølvoppløsning:
EKSEMPEL 6 Kinetisk reaksjonsligning
har formen
Hvordan vil reaksjonshastigheten endre seg hvis konsentrasjonen av kvikksølvklorid (P) halveres, og konsentrasjonen av oksalat – ioner å doble?
Etter endring av konsentrasjonen av utgangsstoffene uttrykkes reaksjonshastigheten ved den kinetiske ligningen
Ved å sammenligne og, finner vi at reaksjonshastigheten økte i 2 ganger.
Når temperaturen stiger, øker hastigheten på en kjemisk reaksjon markant.
Reaksjonshastighetens kvantitative avhengighet av temperaturen bestemmes av van't Hoff-regelen.
For å karakterisere avhengigheten av hastigheten til en kjemisk reaksjon (hastighetskonstant) av temperaturen, brukes temperaturkoeffisienten til hastigheten, reaksjon (), også kalt Van't Hoff-koeffisienten. Temperaturkoeffisienten til reaksjonshastigheten viser hvor mange ganger reaksjonshastigheten vil øke med en økning i temperaturen på reaktantene med 10 grader.
Matematisk uttrykkes reaksjonshastighetens avhengighet av temperatur ved relasjonen
Hvor – temperaturkoeffisient for hastighet;
– T;
T;
–– reaksjonshastighetskonstant ved temperatur T+ 10;
–– reaksjonshastighet ved temperatur T+ 10.
For beregninger er det mer praktisk å bruke ligningene
så vel som de logaritmiske formene til disse ligningene
Økningen i reaksjonshastigheten med økende temperatur forklarer aktiveringsteori. I følge denne teorien skal partiklene til de reagerende stoffene i kollisjonen overvinne frastøtende krefter, svekke eller bryte gamle kjemiske bindinger og danne nye. For dette må de bruke en viss mengde energi, d.v.s. overvinne en energibarriere. En partikkel med overskuddsenergi tilstrekkelig til å overvinne energibarrieren kalles aktive partikler.
Under normale forhold er det få aktive partikler i systemet, og reaksjonen går langsommere. Men inaktive partikler kan bli aktive hvis du gir dem ekstra energi. En måte å aktivere partiklene på er å øke temperaturen. Når temperaturen stiger, øker antallet aktive partikler i systemet kraftig og reaksjonshastigheten øker.