வெப்பநிலையில் வேகத்தின் சார்பு. வான்ட் ஹாஃப் விதி. அர்ஹீனியஸ் சமன்பாடு இரசாயன எதிர்வினை விகிதம்

மணிக்கு வெப்பநிலை அதிகரிக்கும் போது, பெரும்பாலான இரசாயன எதிர்வினைகளின் விகிதம் கணிசமாக அதிகரிக்கிறது, மேலும் ஒரே மாதிரியான எதிர்வினைகளுக்கு, ஒவ்வொரு பத்து டிகிரிக்கும் வெப்பமடையும் போது, எதிர்வினை விகிதம் 2-4 மடங்கு அதிகரிக்கிறது.

கணினியில் உள்ள மொத்த துகள்களின் எண்ணிக்கை (N) வளைவின் கீழ் உள்ள பகுதிக்கு சமம். Ea ஐ விட அதிக ஆற்றல் கொண்ட துகள்களின் மொத்த எண்ணிக்கை நிழலாடிய பகுதிக்கு சமம்.

படம் 2 இலிருந்து வெப்பநிலை அதிகரிக்கும் போது, துகள்களின் ஆற்றல் விநியோகம் மாறுகிறது, இதனால் அதிக ஆற்றல் கொண்ட துகள்களின் விகிதம் அதிகரிக்கிறது. எனவே, ஒரு வேதியியல் எதிர்வினைக்கான ஒரு முக்கியமான கருத்து செயல்படுத்தும் ஆற்றல் ஆகும்.

செயல்படுத்தும் ஆற்றல் என்பது துகள்களின் தொடர்பு இரசாயன எதிர்வினைக்கு வழிவகுக்கும் ஆற்றலாக இருக்க வேண்டும். செயல்படுத்தும் ஆற்றல் kJ/mol இல் வெளிப்படுத்தப்படுகிறது. குறிப்பிடத்தக்க விகிதத்தில் நிகழும் எதிர்வினைகளுக்கு, செயல்படுத்தும் ஆற்றல் 50 kJ/mol ஐ விட அதிகமாக இருக்காது (அயன் பரிமாற்ற எதிர்வினைகளுக்கு Ea »0); Ea > 100 kJ/mol எனில், எதிர்வினை வீதம் அளவிட முடியாத அளவு குறைவாக இருக்கும்.

1889 இல், எஸ். அர்ஹீனியஸ் வெப்பநிலையில் ஒரு இரசாயன எதிர்வினையின் வீத மாறிலியின் சார்புக்கு ஒரு சமன்பாட்டைக் கொடுத்தார்:

k = Ae - Ea/RT

எங்கே - வினைபுரியும் பொருட்களின் தன்மையைப் பொறுத்து, முன்-எக்ஸ்போபோடென்ஷியல் காரணி;

ஆர்- வாயு மாறிலி = 8.314 J/(mol? K);

ஈ- செயல்படுத்தும் ஆற்றல்.

அர்ஹீனியஸ் சமன்பாட்டில் இருந்து, செயல்படுத்தும் ஆற்றல் அதிகமாக இருந்தால், தேவையான எதிர்வினை வீதத்தை பராமரிக்க வெப்பநிலையை அதிகரிக்க வேண்டியது அவசியம்.

படம் 3, எதிர்வினை பாதையில் எதிர்வினை அமைப்பின் சாத்தியமான ஆற்றலில் ஏற்படும் மாற்றத்தின் சார்புநிலையைக் காட்டுகிறது. மேற்கூறிய படத்தில் இருந்து வெளிவெப்ப வினைக்கு (வெப்ப வெளியீட்டில் ஏற்படும்) செயலில் உள்ள மூலக்கூறுகளின் இழப்பு எதிர்வினையின் போது வெளியாகும் ஆற்றலால் நிரப்பப்படுகிறது. எண்டோடெர்மிக் எதிர்வினையின் விஷயத்தில், தேவையான எதிர்வினை வீதத்தை பராமரிக்க வெப்பம் தேவைப்படுகிறது.


வெளிப்புற வெப்ப எதிர்வினை	எண்டோடெர்மிக் எதிர்வினை

படம் 10.3 ஒரு இரசாயன எதிர்வினையின் ஆற்றல் வரைபடம்

A - எதிர்வினைகள், C - பொருட்கள்.

2.4 வெளிநாட்டு பொருட்களின் செல்வாக்கு

வெளிநாட்டு பொருட்கள், அவற்றின் தாக்கத்தைப் பொறுத்து, எதிர்வினைகளை துரிதப்படுத்தலாம் - வினையூக்கிகள் அல்லது அவற்றை மெதுவாக - தடுப்பான்கள்.

வினையூக்கிகள்- இவை இரசாயன எதிர்வினைகளை துரிதப்படுத்தும் பொருட்கள், ஆனால் எதிர்வினைக்குப் பிறகு மாறாமல் இருக்கும்.

தடுப்பான்கள் - இவை எதிர்வினைகளை மெதுவாக்கும் பொருட்கள்.நடைமுறையில், சில நேரங்களில் எதிர்வினைகளை மெதுவாக்குவது அவசியம் (உலோகங்களின் அரிப்பு, முதலியன) இது எதிர்வினை அமைப்பில் தடுப்பான்களை அறிமுகப்படுத்துவதன் மூலம் அடையப்படுகிறது. உதாரணமாக, சோடியம் நைட்ரைட், பொட்டாசியம் குரோமேட் மற்றும் டைக்ரோமேட் ஆகியவை உலோகங்களின் அரிப்பைக் குறைக்கின்றன.

விளம்பரதாரர்கள்- வினையூக்கியின் செயல்பாட்டை அதிகரிக்கும் பொருட்கள். இந்த விஷயத்தில், ஊக்குவிப்பாளர்கள் வினையூக்கி பண்புகளை கொண்டிருக்க மாட்டார்கள்.

வினையூக்கி விஷங்கள்- எதிர்வினை கலவையில் வெளிநாட்டு அசுத்தங்கள், வினையூக்கி செயல்பாட்டின் பகுதி அல்லது முழுமையான இழப்புக்கு வழிவகுக்கும். எனவே, ஆர்சனிக் மற்றும் பாஸ்பரஸின் தடயங்கள் H 2 SO 4 ஐ உற்பத்தி செய்வதற்கான தொடர்பு முறையின் போது V 2 O 5 வினையூக்கியின் விரைவான செயல்பாட்டை இழக்கின்றன.

3. இரசாயன சமநிலை

இரசாயன எதிர்வினைகளில், தொடக்கப் பொருட்கள் எப்போதும் முற்றிலும் எதிர்வினை தயாரிப்புகளாக மாற்றப்படுவதில்லை. இது நிகழ்கிறது, ஏனெனில் எதிர்வினை தயாரிப்புகள் குவிந்து, தலைகீழ் எதிர்வினை ஏற்படுவதற்கான நிலைமைகள் உருவாக்கப்படலாம். பெரும்பாலான இரசாயன எதிர்வினைகள் மீளக்கூடியவை.

உதாரணமாக, நைட்ரஜன் மற்றும் ஹைட்ரஜனில் இருந்து அம்மோனியா தொகுப்பின் மீளக்கூடிய எதிர்வினையை பகுப்பாய்வு செய்வோம், இது தொழில்துறைக்கு மிகவும் முக்கியமானது:

நேரடி எதிர்வினை -2N 2 + 3H 2 →2NH 3 ,

தலைகீழ் எதிர்வினை - 2NH 3 →என் 2 + 3H 2,

மீளக்கூடிய எதிர்வினை - 2N 2 + 3H 2« 2NH 3.

முன்னோக்கி மற்றும் தலைகீழ் எதிர்வினைகள் அவற்றின் தொடர்புடைய இயக்கச் சமன்பாடுகள், முன்-வெளிப்பாடு காரணிகள், செயல்படுத்தும் ஆற்றல்கள் போன்றவற்றுடன் தனித்தனி எதிர்வினைகள் ஆகும்.

மீளக்கூடிய வினைகளின் ஒரு முக்கியமான அளவுப் பண்பு சமநிலை மாறிலி ஆகும், இது அமைப்பு இரசாயன சமநிலையை அடையும் போது தீர்மானிக்கப்படுகிறது - இது முன்னோக்கி மற்றும் தலைகீழ் எதிர்வினைகளின் விகிதங்கள் சமமாக இருக்கும். வெகுஜன நடவடிக்கை சட்டத்தின் (LMA) பயன்பாட்டின் எடுத்துக்காட்டுகள்.

அம்மோனியா தொகுப்பு எதிர்வினையின் உதாரணத்தைப் பயன்படுத்தி சமநிலை மாறிலியைப் பெறுவோம்.

முன்னோக்கி எதிர்வினையின் இயக்கச் சமன்பாடு

N 2 +3H 2 →2NH 3

Vpr = Kpr 3 வடிவத்தைக் கொண்டுள்ளது.

தலைகீழ் எதிர்வினையின் இயக்கச் சமன்பாடு

2NH 3 →என் 2 + 3H 2

Vobr = Cobr 2 வடிவத்தைக் கொண்டுள்ளது.

வேதியியல் சமநிலை நிலையில், Vpr = Vbr.

நேரடி மற்றும் தலைகீழ் எதிர்வினைகளின் விகிதங்களுக்கான வெளிப்பாடுகளை இரசாயன சமநிலையின் நிலைக்கு மாற்றுவதன் மூலம், பின்வரும் சமத்துவம் Kpr 3 = Cobr 2 ஐப் பெறுகிறோம்.

மாற்றத்திற்குப் பிறகு நாம் பெறுகிறோம்

4. Le Chatelier கொள்கை

வேதியியல் சமநிலை நிலையில் உள்ள ஒரு அமைப்பு ஏதேனும் வெளிப்புற தாக்கத்திற்கு உட்பட்டால், அமைப்பில் நிகழும் செயல்முறைகளின் விளைவாக சமநிலையானது விளைவு குறையும் வகையில் மாறும்.

4.1 சமநிலையில் செறிவுகளை மாற்றுவதன் விளைவு

எதிர்வினையில் பங்கேற்கும் எந்தவொரு பொருளின் செறிவு அதிகரிக்கும் போது, சமநிலை இந்த பொருளின் நுகர்வு நோக்கி மாறுகிறது, மேலும் அது குறையும் போது, இந்த பொருளின் உருவாக்கத்தை நோக்கி.

எடுத்துக்காட்டு 1. சமநிலை அமைப்பில் இருந்தால்

2N 2 + 3H 2« 2NH 3

N 2 அல்லது H 2 ஐச் சேர்க்கவும், பின்னர், Le Chatelier இன் கொள்கையின்படி, இந்த பொருட்களின் செறிவுகளைக் குறைக்க, சமநிலை வலதுபுறமாக மாற வேண்டும், NH 3 இன் மகசூல் அதிகரிக்கும். NH 3 இன் செறிவு அதிகரிக்கும் போது, சமநிலையானது அதற்கேற்ப இடது பக்கம் மாறும்.

4.2 சமநிலையில் அழுத்த மாற்றங்களின் விளைவு

ஒரு மூடிய எதிர்வினை அமைப்பில் உள்ள அழுத்தம் அதில் வாயு பொருட்கள் இருப்பதால் தீர்மானிக்கப்படுகிறது: அவற்றில் அதிகமானவை, அதிக அழுத்தம். எனவே, வெளிப்புற அழுத்தத்தில் ஏற்படும் மாற்றம் வாயுப் பொருட்கள் சம்பந்தப்பட்ட சந்தர்ப்பங்களில் மட்டுமே சமநிலையை பாதிக்கும், மேலும் முன்னோக்கி மற்றும் தலைகீழ் எதிர்வினைகளில் அவற்றின் அளவு வேறுபட்டது.

வேதியியல் சமநிலை நிலையில் உள்ள அமைப்பில் அழுத்தம் அதிகரித்தால், ஒரு எதிர்வினை முக்கியமாக ஏற்படும், இதன் விளைவாக வாயுப் பொருட்களின் அளவு குறைகிறது; அழுத்தம் குறையும் போது, ஒரு எதிர்வினை முன்னுரிமை ஏற்படுகிறது, இதன் விளைவாக வாயு பொருட்களின் அளவு அதிகரிக்கிறது.

எடுத்துக்காட்டு 1. அழுத்தத்தை மாற்றுவதன் மூலம் எதிர்வினையில் தயாரிப்புகளின் விளைச்சலை அதிகரிக்க முடியுமா? CO 2 (g) + H 2 (g)« CO(g) + H 2 O(g).

தீர்வு: எதிர்வினை கலவையில் வாயு வினைகள் அடங்கும், ஆனால் எதிர்வினையில் அவற்றின் அளவு மாறாது: ஒரு மோல் CO 2 (g) மற்றும் H2 (g) இன் ஒரு மோல், ஒரு மோல் CO (g) மற்றும் H 2 O (g) பெறப்பட்டது. இந்த காரணத்திற்காக, அழுத்தத்தில் ஏற்படும் மாற்றங்கள் சமநிலை நிலையை பாதிக்காது.

உதாரணம் 2. கணினியில் அதிகரிக்கும் அழுத்தத்துடன் எதிர்வினைகளின் சமநிலை செறிவுகள் எவ்வாறு மாறும்? N 2 + 3H 2 « 2NH 3 ?

எதிர்வினை சமன்பாட்டிலிருந்து ஆரம்ப தயாரிப்புகளின் வாயுவின் 4 மோல்களிலிருந்து, எதிர்வினை தயாரிப்புகளின் வாயுவின் 2 மோல்கள் உருவாகின்றன என்பது தெளிவாகிறது. இவ்வாறு, அழுத்தத்தின் அதிகரிப்புடன், சமநிலையானது முன்னோக்கி எதிர்வினையிலிருந்து மாறும், ஏனெனில் இது அழுத்தம் குறைவதற்கு வழிவகுக்கிறது.

4.3 இரசாயன சமநிலையில் வெப்பநிலை மாற்றங்களின் விளைவு

பெரும்பாலான இரசாயன எதிர்வினைகள் வெப்பத்தின் வெளியீடு அல்லது உறிஞ்சுதலுடன் நிகழ்கின்றன. முதல் வழக்கில், கலவையின் வெப்பநிலை அதிகரிக்கிறது, இரண்டாவது அது குறைகிறது.

இரசாயன சமநிலை நிலையில் ஒரு எதிர்வினை கலவை சூடுபடுத்தப்பட்டால், Le Chatelier இன் கொள்கையின்படி, ஒரு பிரதான எதிர்வினை ஏற்பட வேண்டும், இதன் விளைவாக வெப்பம் உறிஞ்சப்படும், அதாவது. உட்புற வெப்ப எதிர்வினை; கலவை குளிர்ச்சியடையும் போது, ஒரு எதிர்வினை முக்கியமாக ஏற்பட வேண்டும், இதன் விளைவாக வெப்பம் வெளியிடப்படும், அதாவது. உட்புற வெப்ப எதிர்வினை.

இரசாயன சமநிலை நிலையில் உள்ள அமைப்பில் வெப்பநிலை அதிகரித்தால், சமநிலையானது எண்டோடெர்மிக் வினையை நோக்கியும், வெப்பநிலை குறையும் போது வெப்ப வெப்ப வினையை நோக்கியும் மாறுகிறது.

எடுத்துக்காட்டு: 2N 2 + 3H 2« 2NH3,H0 = - 92 kJ

எதிர்வினை வெளிப்புற வெப்பமானது, எனவே, வெப்பநிலை அதிகரிக்கும் போது, சமநிலை இடதுபுறமாக மாறுகிறது, மேலும் வெப்பநிலை குறையும்போது அது வலதுபுறமாக மாறுகிறது.

இதிலிருந்து அம்மோனியா விளைச்சலை அதிகரிக்க வெப்பநிலை குறைக்கப்பட வேண்டும். நடைமுறையில், அவை 500 0C வெப்பநிலையை பராமரிக்கின்றன, ஏனெனில் குறைந்த வெப்பநிலையில் நேரடி எதிர்வினையின் வீதம் கூர்மையாக குறைகிறது.

இரசாயன சமநிலை இயற்கையில் மாறும்: முன்னோக்கி மற்றும் தலைகீழ் எதிர்வினைகள் சமநிலையில் நிற்காது.

சமநிலை மாறிலி வெப்பநிலை மற்றும் எதிர்வினைகளின் தன்மையைப் பொறுத்தது. சமநிலை மாறிலி அதிகமாக இருப்பதால், சமநிலையானது நேரடி எதிர்வினை தயாரிப்புகளை உருவாக்குவதை நோக்கி மாற்றப்படுகிறது.

Le Chatelier இன் கொள்கை உலகளாவியது, ஏனெனில் இது முற்றிலும் இரசாயன செயல்முறைகளுக்கு மட்டுமல்ல, படிகமாக்கல், கரைதல், கொதித்தல் மற்றும் திடப்பொருளில் கட்ட மாற்றங்கள் போன்ற இயற்பியல் வேதியியல் நிகழ்வுகளுக்கும் பொருந்தும்.

வெப்பநிலை அதிகரிப்பது அனைத்து இரசாயன எதிர்வினைகளையும் துரிதப்படுத்துகிறது. வான்ட் ஹாஃப் ஆரம்பத்தில் சோதனை ரீதியாக எப்போது என்பதை நிறுவினார் ஒவ்வொரு 10 டிகிரி வெப்பநிலை அதிகரிப்புக்கும், வேகம் 2 ¸ 4 மடங்கு அதிகரிக்கிறது (வான் ஹாஃப் விதி அல்ல ). இது வெப்பநிலையின் வேகத்தின் சக்தி-சட்ட சார்புக்கு ஒத்திருக்கிறது:

எங்கே T > T 0, g - வான் ஹாஃப் வெப்பநிலை குணகம்.

இருப்பினும், இந்த சமன்பாடு கோட்பாட்டளவில் நியாயப்படுத்தப்படவில்லை ; சோதனை தரவு ஒரு அதிவேக செயல்பாட்டின் மூலம் சிறப்பாக விவரிக்கப்படுகிறது (அர்ஹீனியஸ் சமன்பாடு):

A என்பது T ஐச் சார்ந்து இல்லாத ஒரு முன்-அதிவேக காரணியாகும், E a என்பது ஒரு வேதியியல் எதிர்வினையின் செயல்படுத்தும் ஆற்றல் (kJ/mol), R என்பது உலகளாவிய வாயு மாறிலி.

அர்ஹீனியஸ் சமன்பாடு பொதுவாக விகித மாறிலிக்கு எழுதப்படுகிறது:

இந்த சமன்பாடு புள்ளியியல் இயற்பியல் முறைகளால் கோட்பாட்டளவில் நியாயப்படுத்தப்படுகிறது. தர ரீதியாக, இந்த நியாயப்படுத்தல் பின்வருமாறு: மூலக்கூறுகளின் சீரற்ற மோதல்களின் விளைவாக எதிர்வினைகள் ஏற்படுவதால், இந்த மோதல்கள் சிறியது முதல் மிகப்பெரியது வரை கிட்டத்தட்ட தொடர்ச்சியான ஆற்றல்களால் வகைப்படுத்தப்படுகின்றன. வெளிப்படையாக, மூலக்கூறுகள் சில இரசாயன பிணைப்புகளை உடைக்க (அல்லது கணிசமாக நீட்டிக்க) போதுமான ஆற்றலுடன் மோதும்போது மட்டுமே எதிர்வினை ஏற்படும். ஒவ்வொரு அமைப்பிற்கும் ஒரு ஆற்றல் வரம்பு E a உள்ளது, இதில் இருந்து எதிர்வினை ஏற்பட போதுமான ஆற்றல் உள்ளது; படம் 5.1 இல் உள்ள வளைவு 1 இந்த பொறிமுறைக்கு ஒத்திருக்கிறது. ஒரு அதிவேக விதியின்படி வெப்பநிலையைச் சார்ந்திருக்கும் அதிர்வெண்ணுடன் மோதல்கள் ஏற்படுவதால், சூத்திரங்கள் 5.9 மற்றும் 5.10 பெறப்படுகின்றன. பின்னர் அதிவேகத்திற்கு முந்தைய காரணிகள் A மற்றும் k 0 ஆகியவை மொத்த மோதல்களின் சில குணாதிசயங்களைக் குறிக்கின்றன, மேலும் காலமானது பயனுள்ள மோதல்களின் விகிதத்தைக் குறிக்கிறது.

சோதனைத் தரவுகளின் பகுப்பாய்வு அர்ஹீனியஸ் சமன்பாட்டின் மடக்கை வடிவத்தைப் பயன்படுத்தி மேற்கொள்ளப்படுகிறது:

அட்டவணை என்று அழைக்கப்படும் கட்டப்பட்டுள்ளது அர்ஹீனியஸ் ஒருங்கிணைக்கிறது
(ln k -), படம். 7.2; வரைபடத்திலிருந்து k o மற்றும் E a ஐக் கண்டறியவும்.

k o மற்றும் E a ஆகிய இரண்டு வெப்பநிலைகளுக்கான சோதனைத் தரவு கொடுக்கப்பட்டால், கோட்பாட்டளவில் கண்டுபிடிப்பது எளிது:

; ;

ஒரு இரசாயன எதிர்வினை விகிதம் பெரும்பாலும் செயல்படுத்தும் ஆற்றலைப் பொறுத்தது. பெரும்பாலான எதிர்வினைகளுக்கு இது 50 முதல் 250 kJ/mol வரையிலான வரம்பில் உள்ளது. அதற்கான எதிர்வினைகள்
E a > 150 kJ/mol, நடைமுறையில் அறை வெப்பநிலையில் கசிவு இல்லை.

எடுத்துக்காட்டு 1.சிக்கலான மீளமுடியாத எதிர்வினை 2N 2 O 5 = 4NO 2 + O 2 ஒரு முதல் வரிசை எதிர்வினை. அழுத்தம் 5 மடங்கு அதிகரிக்கும் போது அதன் வேகம் எப்படி மாறும்?

தீர்வு.பொது வடிவத்தில் இந்த எதிர்வினையின் இயக்கச் சமன்பாடு: V = k·a. எதிர்வினை சிக்கலானது என்பதால், ஒரு ¹ 2. நிபந்தனையின் படி, எதிர்வினையின் வரிசை
a = 1. வாயு எதிர்வினைகளுக்கு, செறிவின் பங்கு அழுத்தம் மூலம் விளையாடப்படுகிறது. அதனால் தான்
V = kP, மற்றும் P 1 = 5P என்றால், V 1 /V = 5, அதாவது. வேகம் ஐந்து மடங்கு அதிகரிக்கிறது.

விகித மாறிலி, எதிர்வினைகளின் வரிசைகளைக் கண்டறிந்து இயக்கச் சமன்பாட்டை எழுதவும்.

தீர்வு.பொதுவான வடிவத்தில் இந்த எதிர்வினையின் விகிதத்திற்கான இயக்கவியல் சமன்பாடு:

V = k a b .

எதிர்வினை வரிசையைக் குறைப்பதன் மூலம் NO (a) மற்றும் H 2 (b) க்கான எதிர்வினை ஆர்டர்களைக் கண்டறிய இந்த அட்டவணைகள் உங்களை அனுமதிக்கின்றன, அதாவது. எதிர்வினைகளில் ஒன்று நிலையான செறிவு கொண்ட சோதனைகளை பகுப்பாய்வு செய்தல். எனவே, முதல் மற்றும் இரண்டாவது நெடுவரிசைகளில் = 0.01, மாறும் போது.

. (H 2 இன் படி தனிப்பட்ட ஒழுங்கு).

இரண்டாவது மற்றும் மூன்றாவது நெடுவரிசைகளுக்கு, மாறாக, ஒன்றுதான், மற்றும் - வேறுபட்டது, எனவே:

(NO மூலம் தனிப்பட்ட உத்தரவு).

a மற்றும் b ஸ்டோச்சியோமெட்ரிக் குணகங்களுடன் ஒத்துப்போவதால், எதிர்வினை எளிமையாக இருக்கும். ஒவ்வொரு நெடுவரிசையிலும் உள்ள தரவுகளிலிருந்து விகித மாறிலியைக் காணலாம்:

எனவே, இயக்கச் சமன்பாடு: V = 2.5. 10 3 2 .

இந்த எதிர்வினையின் மொத்த (ஒட்டுமொத்த) வரிசை (a + b) 3 ஆகும்.

எடுத்துக்காட்டு 3.எதிர்வினை வீதம் A + 3B = AB 3 என்பது இயக்கவியல் சமன்பாடு V = k[A]·[B] மூலம் தீர்மானிக்கப்படுகிறது. எதிர்வினையின் பொதுவான வரிசையை தீர்மானிக்கவும். இது என்ன வகையான எதிர்வினை - எளிமையானதா அல்லது சிக்கலானதா? செறிவு 3 மடங்கு அதிகரித்தால் எதிர்வினை விகிதம் எத்தனை மடங்கு அதிகரிக்கும்?

தீர்வு.இயக்கச் சமன்பாட்டில் உள்ள எதிர்வினைகளின் அடுக்குகளின் கூட்டுத்தொகையால் எதிர்வினையின் வரிசை தீர்மானிக்கப்படுகிறது. இந்த எதிர்வினைக்கு, ஒட்டுமொத்த வரிசை இரண்டு (1 +1).

இந்த எதிர்வினை எளிமையானதாக இருந்தால், வெகுஜன நடவடிக்கை சட்டத்தின் படி

V = k[A] 1. [B] 3 மற்றும் ஒட்டுமொத்த வரிசை (1+ 3) = 4, அதாவது. இயக்கச் சமன்பாட்டில் உள்ள அடுக்குகள் ஸ்டோச்சியோமெட்ரிக் குணகங்களுடன் ஒத்துப்போவதில்லை, எனவே, எதிர்வினை சிக்கலானது மற்றும் பல நிலைகளில் நடைபெறுகிறது.

எதிர்வினைகளின் செறிவு 3 மடங்கு அதிகரிக்கும் போது: V 1 = k·3[A]·3[B] = 3 2 V, அதாவது வேகம் 3 2 = 9 மடங்கு அதிகரிக்கும்.

எடுத்துக்காட்டு 4. 398 மற்றும் 600 0 C விகித மாறிலிகள் முறையே 2.1×10 -4 மற்றும் 6.25×10 -1 க்கு சமமாக இருந்தால் எதிர்வினையின் செயல்படுத்தும் ஆற்றலையும் அதன் வெப்பநிலை குணகத்தையும் தீர்மானிக்கவும்.

தீர்வு.இரண்டு மதிப்புகளிலிருந்து E a ஐ சூத்திரம் 5.12 ஐப் பயன்படுத்தி கணக்கிடலாம் :

192b33 J/mol.

வெளிப்பாட்டிலிருந்து (5.8) வெப்பநிலை குணகத்தைக் காண்கிறோம், ஏனெனில் Vµk:

வினையூக்கம்

வேதியியல் நடைமுறையில் இரசாயன எதிர்வினைகளை துரிதப்படுத்துவதற்கான பொதுவான முறைகளில் ஒன்று வினையூக்கி ஆகும், வினையூக்கி என்பது ஒரு எதிர்வினையின் இடைநிலை நிலைகளில் மீண்டும் மீண்டும் பங்கேற்கும் ஒரு பொருள், ஆனால் வேதியியல் ரீதியாக மாறாமல் வெளிப்படுகிறது.

எடுத்துக்காட்டாக, எதிர்வினைக்கு A 2 + B 2 = 2AB

வினையூக்கி K இன் பங்கேற்பை சமன்பாட்டின் மூலம் வெளிப்படுத்தலாம்

A 2 + K + B 2 ® A 2.... K + B 2 ® A 2 ...K...B 2 ® 2AB + K.

இந்த சமன்பாடுகளை ஆற்றல் வளைவுகள் மூலம் குறிப்பிடலாம் (படம் 5.2.).

அரிசி. 5.2 எதிர்வினையின் ஆற்றல் வரைபடம்

வினையூக்கியுடன் மற்றும் இல்லாமல்

படம் 5.2 இல் இருந்து இதைக் காணலாம்:

1) வினையூக்கி செயல்படுத்தும் ஆற்றலைக் குறைக்கிறது, எதிர்வினை பொறிமுறையை மாற்றுகிறது - இது புதிய நிலைகளில் செல்கிறது, ஒவ்வொன்றும் குறைந்த செயல்படுத்தும் ஆற்றலால் வகைப்படுத்தப்படுகின்றன;

2) வினையூக்கி எதிர்வினையின் DN ஐ மாற்றாது (அதே போல் DG, DU மற்றும் DS);

3) வினையூக்கிய எதிர்வினை மீளக்கூடியதாக இருந்தால், வினையூக்கி சமநிலையை பாதிக்காது, சமநிலை மாறிலி மற்றும் அமைப்பின் கூறுகளின் சமநிலை செறிவுகளை மாற்றாது. இது முன்னோக்கி மற்றும் தலைகீழ் எதிர்வினைகளை சமமாக துரிதப்படுத்துகிறது, இதன் மூலம் சமநிலையை அடைவதற்கான நேரத்தை விரைவுபடுத்துகிறது.

வெளிப்படையாக, ஒரு வினையூக்கியின் முன்னிலையில், எதிர்வினையின் செயல்படுத்தும் ஆற்றல் DE k அளவு குறைகிறது. எதிர்வினை வீத மாறிலிக்கான வெளிப்பாட்டில் (சமன்பாடு 5.10) செயல்படுத்தும் ஆற்றல் எதிர்மறை அடுக்குகளில் சேர்க்கப்பட்டுள்ளது, ஒரு சிறிய குறைவு கூட E a எதிர்வினை விகிதத்தில் மிகப்பெரிய அதிகரிப்புக்கு காரணமாகிறது: .

ஹைட்ரஜன் அயோடைட்டின் சிதைவு வினையின் உதாரணம் மூலம் E a ஐக் குறைப்பதில் ஒரு வினையூக்கியின் விளைவை விளக்கலாம்:

2HI = H 2 + I 2 .

எனவே, பரிசீலனையில் உள்ள எதிர்வினைக்கு, ஆற்றல் குறைவு

63 kJ மூலம் செயல்படுத்துதல், அதாவது. 1.5 மடங்கு, 500 K இல் எதிர்வினை விகிதத்தில் 10 6 மடங்குக்கு மேல் அதிகரிக்கும்.

வினையூக்கி எதிர்வினை k 0 1 இன் முன்-அதிவேக காரணி k 0 க்கு சமமாக இல்லை மற்றும் பொதுவாக மிகவும் சிறியதாக இருக்கும் என்பதைக் கவனத்தில் கொள்ள வேண்டும், இருப்பினும், விகிதத்தில் தொடர்புடைய குறைவு E a காரணமாக அதன் அதிகரிப்புக்கு ஈடுசெய்யாது.

உதாரணம் 5.ஒரு வினையூக்கி இல்லாத நிலையில் ஒரு குறிப்பிட்ட எதிர்வினையின் செயல்படுத்தும் ஆற்றல் 75.24 kJ/mol ஆகும், மேலும் ஒரு வினையூக்கியுடன் அது 50.14 kJ/mol ஆகும். எதிர்வினை 25 0 C இல் தொடர்ந்தால், வினையூக்கியின் முன்னிலையில் எதிர்வினை விகிதம் எத்தனை முறை அதிகரிக்கிறது, மேலும் ஒரு வினையூக்கியின் முன்னிலையில் முன்-அதிவேக காரணி 10 மடங்கு குறைகிறது.

தீர்வு.ஈயா மூலம் வினையூக்கி இல்லாமல் வினையின் செயல்படுத்தும் ஆற்றலைக் குறிப்போம், மற்றும் ஈ 1 மூலம் வினையூக்கியின் முன்னிலையில்; k மற்றும் k 1 மூலம் தொடர்புடைய எதிர்வினை வீத மாறிலிகளைக் குறிக்கிறோம். அர்ஹீனியஸ் சமன்பாட்டைப் பயன்படுத்தி (5.9) (பிரிவு 5.3 ஐப் பார்க்கவும்) மற்றும் k 0 1 /k 0 = 10 ஐ எடுத்துக்கொள்கிறோம்:

இங்கிருந்து

இறுதியாக நாம் காண்கிறோம்:

எனவே, வினையூக்கியால் செயல்படுத்தும் ஆற்றலில் 25.1 kJ குறைவதால், வினைத்திறன் விகிதத்தை 2500 மடங்கு அதிகரிக்க வழிவகுத்தது, முன்-அதிவேக காரணியில் 10 மடங்கு குறைவு.

வினையூக்கி எதிர்வினைகள் வினையூக்கியின் வகை மற்றும் எதிர்வினை வகைக்கு ஏற்ப வகைப்படுத்தப்படுகின்றன. எடுத்துக்காட்டாக, வினையூக்கிகள் மற்றும் உலைகளின் ஒருங்கிணைப்பு நிலைக்கு ஏற்ப, வினையூக்கம் பிரிக்கப்பட்டுள்ளது ஒரேவிதமான(வினையூக்கி மற்றும் எதிர்வினை ஒரு கட்டத்தை உருவாக்குகிறது) மற்றும் பன்முகத்தன்மை கொண்ட(வினையூக்கி மற்றும் எதிர்வினைகள் வெவ்வேறு கட்டங்களில் உள்ளன, வினையூக்கி மற்றும் எதிர்வினைகளுக்கு இடையே ஒரு கட்ட எல்லை உள்ளது).

NO 2 (வினையூக்கி) முன்னிலையில் ஆக்சிஜனுடன் CO க்கு CO 2 ஆக்சிஜனேற்றம் செய்வது ஒரே மாதிரியான வினையூக்கத்தின் ஒரு எடுத்துக்காட்டு. வினையூக்கத்தின் பொறிமுறையை பின்வரும் எதிர்வினைகளால் சித்தரிக்கலாம்:

CO (g) + NO 2 (g) ® CO 2 (g) + NO (g) ,

2NO (g) + O 2 (g) ® 2NO 2 (g);

மற்றும் வினையூக்கி (NO 2) மீண்டும் முதல் எதிர்வினையில் பங்கேற்கிறது.

இதேபோல், SO 2 முதல் SO 3 வரையிலான ஆக்சிஜனேற்ற எதிர்வினை வினையூக்கப்படலாம்; "நைட்ரஸ்" முறை மூலம் சல்பூரிக் அமிலத்தின் உற்பத்தியில் இதேபோன்ற எதிர்வினை பயன்படுத்தப்படுகிறது.

Pt அல்லது V 2 O 5 முன்னிலையில் SO 2 இலிருந்து SO 3 ஐ உருவாக்குவது பன்முக வினையூக்கத்தின் ஒரு எடுத்துக்காட்டு:

SO 2 (g) + O 2 (g) ® SO 3 (g).

இந்த எதிர்வினை சல்பூரிக் அமிலம் ("தொடர்பு" முறை) உற்பத்தியிலும் பயன்படுத்தப்படுகிறது.

ஒரு பன்முக வினையூக்கி (இரும்பு) நைட்ரஜன் மற்றும் ஹைட்ரஜனில் இருந்து அம்மோனியா உற்பத்தியிலும் மற்றும் பல செயல்முறைகளிலும் பயன்படுத்தப்படுகிறது.

பன்முக வினையூக்கிகளின் செயல்திறன் பொதுவாக ஒரே மாதிரியானவற்றை விட அதிகமாக இருக்கும். ஒரே மாதிரியான வினையூக்கியின் விஷயத்தில் வினையூக்க எதிர்வினைகளின் வீதம் அதன் செறிவைப் பொறுத்தது, மேலும் ஒரு பன்முக வினையூக்கியின் விஷயத்தில், அதன் குறிப்பிட்ட பரப்பளவில் (அதாவது, சிதறல்) - அது பெரியதாக இருந்தால், வேகம் அதிகமாகும். பிந்தையது வினையூக்கியின் மேற்பரப்பில் வினையூக்கி எதிர்வினை நடைபெறுகிறது மற்றும் மேற்பரப்பில் உள்ள வினையூக்கி மூலக்கூறுகளின் உறிஞ்சுதல் (ஒட்டுதல்) நிலைகளை உள்ளடக்கியது; எதிர்வினை முடிந்ததும், அதன் தயாரிப்புகள் அழிக்கப்படுகின்றன. வினையூக்கிகளின் பரப்பளவை அதிகரிக்க, அவை நசுக்கப்படுகின்றன அல்லது மிகச் சிறந்த பொடிகளை உருவாக்கும் சிறப்பு முறைகளால் தயாரிக்கப்படுகின்றன.

கொடுக்கப்பட்ட எடுத்துக்காட்டுகள் அதே நேரத்தில் எடுத்துக்காட்டுகள் ரெடாக்ஸ் வினையூக்கம்.இந்த வழக்கில், மாற்றம் உலோகங்கள் அல்லது அவற்றின் கலவைகள் (Mn 3+, Pt, Au, Ag, Fe, Ni, Fe 2 O 3, முதலியன) பொதுவாக வினையூக்கிகளாக செயல்படுகின்றன.

அமில-அடிப்படை வினையூக்கத்தில்ஒரு வினையூக்கியின் பங்கு H +, OH - மற்றும் பிற ஒத்த துகள்களால் செய்யப்படுகிறது - அமிலத்தன்மை மற்றும் அடிப்படைத்தன்மையின் கேரியர்கள். எனவே, நீராற்பகுப்பு எதிர்வினை

CH 3 COOCH 3 + H 2 O CH 3 COOH + CH 3 OH

HCl, HBr அல்லது HNO 3 போன்ற வலுவான அமிலங்களைச் சேர்க்கும்போது தோராயமாக 300 மடங்கு வேகமடைகிறது.

உயிரியல் அமைப்புகளில் வினையூக்கம் மிகவும் முக்கியத்துவம் வாய்ந்தது. இந்த வழக்கில், வினையூக்கி அழைக்கப்படுகிறது நொதி.பல நொதிகளின் செயல்திறன் வழக்கமான வினையூக்கிகளை விட அதிகமாக உள்ளது. உதாரணமாக, அம்மோனியாவில் நைட்ரஜன் நிலைப்படுத்தலின் எதிர்வினைக்கு

N2 + 3H2 = 2NH3

தொழில்துறையில், உலோக ஆக்சைடுகள் மற்றும் சல்பேட்டுகளின் சேர்க்கைகளுடன் கடற்பாசி இரும்பு வடிவில் ஒரு பன்முக வினையூக்கி பயன்படுத்தப்படுகிறது.

இந்த வழக்கில், எதிர்வினை T »700 K மற்றும் P» 30 MPa இல் மேற்கொள்ளப்படுகிறது. சாதாரண T மற்றும் R இல் உள்ள நொதிகளின் செயல்பாட்டின் கீழ் பருப்பு தாவரங்களின் முடிச்சுகளிலும் இதே தொகுப்பு ஏற்படுகிறது.

வினையூக்கி அமைப்புகள் அசுத்தங்கள் மற்றும் சேர்க்கைகளுக்கு அலட்சியமாக இல்லை. அவற்றில் சில வினையூக்கத்தின் செயல்திறனை அதிகரிக்கின்றன, மேற்கூறிய உதாரணத்தில், இரும்பு மூலம் அம்மோனியா தொகுப்பின் வினையூக்கம். வினையூக்கியில் இத்தகைய சேர்க்கைகள் அழைக்கப்படுகின்றன விளம்பரதாரர்கள்(இரும்பில் உள்ள பொட்டாசியம் மற்றும் அலுமினியம் ஆக்சைடுகள்). சில அசுத்தங்கள், மாறாக, வினையூக்கி எதிர்வினை ("விஷம்" வினையூக்கி) அடக்குகின்றன, இது வினையூக்கி விஷங்கள்.எடுத்துக்காட்டாக, Pt வினையூக்கியில் SO 3 இன் தொகுப்பு சல்பைட் கந்தகத்தைக் கொண்ட அசுத்தங்களுக்கு மிகவும் உணர்திறன் கொண்டது; சல்பர் பிளாட்டினம் வினையூக்கியின் மேற்பரப்பை விஷமாக்குகிறது. மாறாக, V 2 O 5 ஐ அடிப்படையாகக் கொண்ட ஒரு வினையூக்கி அத்தகைய அசுத்தங்களுக்கு உணர்வற்றது; வெனடியம் ஆக்சைடை அடிப்படையாகக் கொண்ட ஒரு வினையூக்கியை உருவாக்கிய பெருமை ரஷ்ய விஞ்ஞானி ஜி.கே. போரெஸ்கோவ்.

இதில் g என்பது வெப்பநிலை குணகம், 2 முதல் 4 வரையிலான மதிப்புகளை எடுத்துக்கொள்கிறது.

வெப்பநிலையின் மீதான எதிர்வினை வீதத்தின் சார்புக்கான விளக்கம் எஸ். அர்ஹீனியஸால் வழங்கப்பட்டது. எதிர்வினை மூலக்கூறுகளின் ஒவ்வொரு மோதலும் எதிர்வினைக்கு வழிவகுக்காது, ஆனால் வலிமையான மோதல்கள் மட்டுமே. அதிகப்படியான இயக்க ஆற்றல் கொண்ட மூலக்கூறுகள் மட்டுமே இரசாயன எதிர்வினைகளுக்கு திறன் கொண்டவை.

S. Arrhenius வெப்பநிலையைப் பொறுத்து செயலில் உள்ள (அதாவது, எதிர்வினைக்கு வழிவகுக்கும்) துகள்களின் மோதல்களின் பகுதியைக் கணக்கிட்டார்: - a = exp(-E/RT). மற்றும் வெளியே கொண்டு வரப்பட்டது அர்ஹீனியஸ் சமன்பாடு எதிர்வினை வீத மாறிலிக்கு:

k = koe-E/RT

ko மற்றும் E d ஆகியவை எதிர்வினைகளின் தன்மையைப் பொறுத்தது. E என்பது மூலக்கூறுகள் தொடர்பு கொள்வதற்காக கொடுக்கப்பட வேண்டிய ஆற்றல், அழைக்கப்படுகிறது செயல்படுத்தும் ஆற்றல்.

வான்ட் ஹாஃப் விதி- ஒரு சிறிய வெப்பநிலை வரம்பில் (பொதுவாக 0 °C முதல் 100 °C வரை) ஒரு இரசாயன எதிர்வினையின் விகிதத்தில் வெப்பநிலையின் விளைவை மதிப்பிடுவதற்கு, முதல் தோராயமாக அனுமதிக்கும் அனுபவ விதி. J. H. Van't Hoff, பல சோதனைகளின் அடிப்படையில் பின்வரும் விதியை வகுத்தார்:

செயல்படுத்தும் ஆற்றல்வேதியியல் மற்றும் உயிரியலில் - ஒரு எதிர்வினை ஏற்படுவதற்கு கணினிக்கு (வேதியியல் ரீதியாக ஒரு மோலுக்கு ஜூல்களில் வெளிப்படுத்தப்படும்) செலுத்தப்பட வேண்டிய குறைந்தபட்ச ஆற்றல். இந்த வார்த்தை ஸ்வாண்டே ஆகஸ்ட் அர்ஹெனியஸ் என்பவரால் அறிமுகப்படுத்தப்பட்டது. எதிர்வினை ஆற்றலுக்கான பொதுவான குறியீடு ஈ.

செயல்படுத்தும் என்ட்ரோபி என்பது மாறுதல் நிலையின் என்ட்ரோபிக்கும் எதிர்வினைகளின் தரை நிலைக்கும் உள்ள வேறுபாடாகக் கருதப்படுகிறது. செயல்படுத்தப்பட்ட வளாகத்தை உருவாக்கும் போது துகள்களின் சுதந்திரத்தின் மொழிபெயர்ப்பு மற்றும் சுழற்சி அளவுகளை இழப்பதன் மூலம் இது முக்கியமாக தீர்மானிக்கப்படுகிறது. செயல்படுத்தப்பட்ட வளாகம் எதிர்வினைகளை விட சற்று இறுக்கமாக நிரம்பியிருந்தால் குறிப்பிடத்தக்க மாற்றங்கள் (சுதந்திரத்தின் அதிர்வு அளவுகள்) ஏற்படலாம்.

அத்தகைய மாற்றத்தின் செயல்படுத்தும் என்ட்ரோபி நேர்மறையானது.

செயல்படுத்தும் என்ட்ரோபி பல காரணிகளைப் பொறுத்தது. ஒரு இரு மூலக்கூறு எதிர்வினையில், இரண்டு ஆரம்ப துகள்கள் ஒன்றிணைந்து ஒரு மாறுதல் நிலையை உருவாக்கும்போது, இரண்டு துகள்களின் மொழிபெயர்ப்பு மற்றும் சுழற்சி என்ட்ரோபி ஒரு துகள் தொடர்பான மதிப்புகளுக்கு குறைகிறது; அதிர்வு என்ட்ரோபியில் சிறிது அதிகரிப்பு இந்த விளைவை ஈடுசெய்ய போதுமானதாக இல்லை.

என்டல்பிகளை விட கட்டமைப்பைப் பொறுத்து செயல்படுத்தும் என்ட்ரோபிகள் அடிப்படையில் மாறுபடும். செயல்படுத்தும் என்ட்ரோபிகள் பெரும்பாலான சந்தர்ப்பங்களில் விலை மற்றும் ஹேமெட் விதியுடன் நன்றாக ஒத்துப்போகின்றன. சிலாப்பின் என்ட்ரோபியின் அதிகரிப்பு, தொடர்புடைய ஹைட்ரோகார்பன்களின் அறியப்பட்ட முழுமையான என்ட்ரோபிகளிலிருந்து துல்லியமாகக் கணக்கிடப்படலாம் என்ற குறிப்பிட்ட முக்கியத்துவத்தையும் இந்தத் தொடர் கொண்டுள்ளது.

டிக்கெட் #2

1) கனிம கலவைகளின் முக்கிய வகுப்புகள்: அடிப்படைகள், ஆக்சைடுகள், அமிலங்கள், உப்புகள்.

2) இரு - பெரிலியம்.

இரசாயன பண்புகள்:பெரிலியம் அறை வெப்பநிலையில் ஒப்பீட்டளவில் சிறிய வினைத்திறன் கொண்டது. அதன் கச்சிதமான வடிவத்தில், இது சிவப்பு வெப்ப வெப்பநிலையில் கூட நீர் மற்றும் நீராவியுடன் வினைபுரியாது மற்றும் 600 ° C வரை காற்றில் ஆக்ஸிஜனேற்றப்படாது. பற்றவைக்கப்படும் போது, பெரிலியம் தூள் ஒரு பிரகாசமான சுடருடன் எரிகிறது, ஆக்சைடு மற்றும் நைட்ரைடை உற்பத்தி செய்கிறது. ஹாலோஜன்கள் 600 °C க்கும் அதிகமான வெப்பநிலையில் பெரிலியத்துடன் வினைபுரிகின்றன, மேலும் சால்கோஜன்களுக்கு இன்னும் அதிக வெப்பநிலை தேவைப்படுகிறது.

இயற்பியல் பண்புகள்:பெரிலியம் ஒப்பீட்டளவில் கடினமான ஆனால் உடையக்கூடிய வெள்ளி-வெள்ளை உலோகமாகும். இது நெகிழ்ச்சியின் உயர் மாடுலஸ் - 300 GPa (எஃகுகளுக்கு - 200-210 GPa). காற்றில் அது ஒரு தொடர்ச்சியான ஆக்சைடு படத்துடன் தீவிரமாக மூடப்பட்டிருக்கும்

மெக்னீசியம் (Mg). இயற்பியல் பண்புகள்:மெக்னீசியம் என்பது வெள்ளி-வெள்ளை உலோகம், அறுகோண லட்டு, விண்வெளிக் குழு P 63/mmc, லட்டு அளவுருக்கள் a = 0.32029 nm, c = 0.52000 nm, Z = 2. சாதாரண நிலைமைகளின் கீழ், மெக்னீசியத்தின் மேற்பரப்பு ஒரு நீடித்த பாதுகாப்பு படத்தால் மூடப்பட்டிருக்கும். மெக்னீசியம் ஆக்சைடு MgO , இது காற்றில் சுமார் 600 °C க்கு சூடாக்கப்படும் போது அழிக்கப்படுகிறது, அதன் பிறகு மெக்னீசியம் ஆக்சைடு மற்றும் நைட்ரைடு Mg3N2 ஐ உருவாக்குவதற்கு ஒரு கண்மூடித்தனமான வெள்ளை சுடருடன் உலோகம் எரிகிறது.

இரசாயன பண்புகள்:பொட்டாசியம் பெர்மாங்கனேட் KMnO4 உடன் பொடி செய்யப்பட்ட மெக்னீசியம் கலவை - வெடிக்கும்

சூடான மெக்னீசியம் தண்ணீருடன் வினைபுரிகிறது:

Mg (டிச.) + H2O = MgO + H2;

காரங்கள் மெக்னீசியத்தை பாதிக்காது; இது அமிலங்களில் எளிதில் கரைந்து ஹைட்ரஜனை வெளியிடுகிறது:

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2;

காற்றில் சூடாக்கப்படும் போது, மெக்னீசியம் எரிந்து ஆக்சைடை உருவாக்குகிறது; நைட்ரைடு ஒரு சிறிய அளவு நைட்ரஜனுடன் உருவாகலாம்:

2Mg + O2 = 2MgO;

3Mg + N2 = Mg3N2

டிக்கெட் எண். 3. கரைதிறன்- பிற பொருட்களுடன் ஒரே மாதிரியான அமைப்புகளை உருவாக்கும் ஒரு பொருளின் திறன் - தனிப்பட்ட அணுக்கள், அயனிகள், மூலக்கூறுகள் அல்லது துகள்கள் வடிவில் பொருள் காணப்படும் தீர்வுகள்.

நிறைவுற்ற தீர்வு- கொடுக்கப்பட்ட நிபந்தனைகளின் கீழ் கரைப்பானது அதன் அதிகபட்ச செறிவை அடைந்து, இனி கரையாத ஒரு தீர்வு. இந்த பொருளின் வீழ்படிவு கரைசலில் உள்ள பொருளுடன் சமநிலையில் உள்ளது.

நிறைவுறா தீர்வு- கரைப்பானின் செறிவு ஒரு நிறைவுற்ற கரைசலை விட குறைவாக இருக்கும் ஒரு தீர்வு, மற்றும் கொடுக்கப்பட்ட நிலைமைகளின் கீழ் அதில் இன்னும் சிலவற்றை கரைக்க முடியும்.

சூப்பர்சாச்சுரேட்டட் தீர்வுகள்- தீர்வுகள், அவற்றில் கரைந்த பொருளின் உள்ளடக்கம் கொடுக்கப்பட்ட நிபந்தனைகளின் கீழ் அதன் இயல்பான கரைதிறனை விட அதிகமாக உள்ளது.

ஹென்றியின் சட்டம்- ஒரு நிலையான வெப்பநிலையில், கொடுக்கப்பட்ட திரவத்தில் உள்ள வாயுவின் கரைதிறன் தீர்வுக்கு மேலே உள்ள இந்த வாயுவின் அழுத்தத்திற்கு நேரடியாக விகிதாசாரமாக இருக்கும் விதி. சிறந்த தீர்வுகள் மற்றும் குறைந்த அழுத்தங்களுக்கு மட்டுமே சட்டம் பொருத்தமானது.

ஹென்றியின் சட்டம் பொதுவாக பின்வருமாறு எழுதப்படுகிறது:

p என்பது கரைசலுக்கு மேலே உள்ள வாயுவின் பகுதி அழுத்தம்,

c என்பது ஒரு மோலின் பின்னங்களில் உள்ள கரைசலில் உள்ள வாயு செறிவு,

கே - ஹென்றியின் குணகம்.

பிரித்தெடுத்தல்(லேட் லத்தீன் பிரித்தெடுத்தல் - பிரித்தெடுத்தல்), பிரித்தெடுத்தல், தேர்ந்தெடுக்கப்பட்ட கரைப்பான்கள் (பிரித்தெடுக்கும் பொருட்கள்) பயன்படுத்தி திரவ அல்லது திடமான பொருட்களின் கலவையை பிரிக்கும் செயல்முறை.

டிக்கெட் எண். 4. 1)நிறை பின்னம்இது கரைசலின் நிறை மற்றும் கரைசலின் மொத்த நிறை விகிதமாகும். பைனரி தீர்வுக்கு

ω(x) = m(x) / (m(x) + m(s)) = m(x) / m

இதில் ω(x) என்பது கரைந்த பொருளான X இன் நிறை பின்னமாகும்

m(x) - கரைந்த பொருளின் நிறை X, g;

m(s) - கரைப்பான் S, g;

m = m(x) + m(s) - கரைசலின் நிறை, g.

2)அலுமினியம்- அணு எண் 13 உடன் டி.ஐ. மெண்டலீவின் வேதியியல் கூறுகளின் கால அமைப்பின் மூன்றாவது காலகட்டத்தின் மூன்றாவது குழுவின் முக்கிய துணைக்குழுவின் ஒரு உறுப்பு.

இயற்கையில் கண்டறிதல்:

இயற்கையான அலுமினியமானது 27Al என்ற ஒற்றை நிலையான ஐசோடோப்பைக் கொண்டுள்ளது, இது 26Al இன் தடயங்களைக் கொண்டுள்ளது, இது 720,000 ஆண்டுகள் அரை ஆயுள் கொண்ட ஒரு கதிரியக்க ஐசோடோப்பு ஆகும், இது ஆர்கான் அணுக்கருக்கள் காஸ்மிக் கதிர் புரோட்டான்களால் தாக்கப்படும்போது வளிமண்டலத்தில் உற்பத்தி செய்யப்படுகிறது.

ரசீது:

இது அலுமினியம் ஆக்சைடு Al2O3 ஐ உருகிய கிரையோலைட் Na3AlF6 இல் கரைப்பதைக் கொண்டுள்ளது, அதைத் தொடர்ந்து நுகர்வு கோக் அல்லது கிராஃபைட் மின்முனைகளைப் பயன்படுத்தி மின்னாற்பகுப்பு செய்யப்படுகிறது. இந்த உற்பத்தி முறைக்கு நிறைய மின்சாரம் தேவைப்படுகிறது, எனவே 20 ஆம் நூற்றாண்டில் மட்டுமே பிரபலமானது.

அலுமினோதெர்மி- உலோக அலுமினியத்துடன் அவற்றின் ஆக்சைடுகளைக் குறைப்பதன் மூலம் உலோகங்கள், அல்லாத உலோகங்கள் (அத்துடன் உலோகக் கலவைகள்) உற்பத்தி செய்வதற்கான ஒரு முறை.

டிக்கெட் எண். 5. எலக்ட்ரோலைட்டுகள் அல்லாத தீர்வுகள், பைனரி அல்லது மல்டிகம்பொனென்ட் மோல். அமைப்புகள், அதன் கலவை தொடர்ந்து மாறக்கூடியது (குறைந்தது சில வரம்புகளுக்குள்). எலக்ட்ரோலைட்டுகளின் தீர்வுகளைப் போலல்லாமல், எலக்ட்ரோலைட்டுகள் அல்லாத கரைசல்கள் (மோல். கரைசல்கள்) எந்த குறிப்பிடத்தக்க செறிவுகளிலும் சார்ஜ் செய்யப்பட்ட துகள்களைக் கொண்டிருக்கவில்லை. எலக்ட்ரோலைட்டுகள் அல்லாத தீர்வுகள் திட, திரவ மற்றும் வாயுவாக இருக்கலாம்.

ரவுல்ட்டின் முதல் விதி

ரவுல்ட்டின் முதல் விதி அதன் கலவைக்கு ஒரு தீர்வுக்கு மேலே உள்ள நிறைவுற்ற நீராவி அழுத்தத்தை தொடர்புபடுத்துகிறது; இது பின்வருமாறு வடிவமைக்கப்பட்டுள்ளது:

ஒரு கரைசல் கூறுகளின் நிறைவுற்ற நீராவியின் பகுதி அழுத்தம் கரைசலில் உள்ள அதன் மோல் பகுதிக்கு நேரடியாக விகிதாசாரமாகும், விகிதாசார குணகம் தூய கூறுக்கு மேலே உள்ள நிறைவுற்ற நீராவி அழுத்தத்திற்கு சமமாக இருக்கும்.

ரவுல்ட்டின் இரண்டாவது விதி

தீர்வுக்கு மேலே உள்ள நீராவி அழுத்தம் தூய கரைப்பான் மேலே உள்ள நீராவி அழுத்தத்திலிருந்து வேறுபட்டது என்பது படிகமயமாக்கல் மற்றும் கொதிக்கும் செயல்முறைகளை கணிசமாக பாதிக்கிறது. ரவுல்ட்டின் முதல் விதியிலிருந்து, உறைபனியின் குறைவு மற்றும் கரைசல்களின் கொதிநிலை அதிகரிப்பு தொடர்பாக இரண்டு விளைவுகள் பெறப்படுகின்றன, அவை அவற்றின் ஒருங்கிணைந்த வடிவத்தில் ரவுல்ட்டின் இரண்டாவது விதி என்று அழைக்கப்படுகின்றன.

கிரையோஸ்கோபி(கிரேக்கத்தில் இருந்து kryos - குளிர் மற்றும் ஸ்கோபோ - நான் பார்க்கிறேன்) - ஒரு தூய கரைப்பான் ஒப்பிடும்போது ஒரு தீர்வு உறைபனி புள்ளி குறைதல்.

வான்ட் ஹாஃப் விதி - ஒவ்வொரு 10 டிகிரி வெப்பநிலை அதிகரிப்புக்கும், ஒரே மாதிரியான அடிப்படை எதிர்வினையின் வீத மாறிலி இரண்டு முதல் நான்கு மடங்கு அதிகரிக்கிறது

நீரின் கடினத்தன்மை- கார பூமி உலோகங்கள், முக்கியமாக கால்சியம் மற்றும் மெக்னீசியம் ஆகியவற்றின் கரைந்த உப்புகளின் உள்ளடக்கத்துடன் தொடர்புடைய நீரின் வேதியியல் மற்றும் இயற்பியல் பண்புகளின் தொகுப்பு.

டிக்கெட் எண். 6. எலக்ட்ரோலைட் தீர்வுகள்,கரைந்த பொருளின் மூலக்கூறுகளின் மின்னாற்பகுப்பு விலகலின் விளைவாக உருவான அயனிகள்-கேஷன்கள் மற்றும் அனான்களின் குறிப்பிடத்தக்க செறிவுகளைக் கொண்டுள்ளது.

வலுவான எலக்ட்ரோலைட்டுகள்- இரசாயன கலவைகள், அதன் மூலக்கூறுகள் நீர்த்த கரைசல்களில் முற்றிலும் அயனிகளாக பிரிக்கப்படுகின்றன.

பலவீனமான எலக்ட்ரோலைட்டுகள்- இரசாயன சேர்மங்கள், மூலக்கூறுகள், அதிக நீர்த்த கரைசல்களில் கூட, பிரிக்கப்படாத மூலக்கூறுகளுடன் மாறும் சமநிலையில் இருக்கும் அயனிகளாக முழுமையாகப் பிரிக்கப்படவில்லை.

மின்னாற்பகுப்பு விலகல்- ஒரு துருவ கரைப்பானில் அல்லது உருகும் போது கரைக்கப்படும் போது ஒரு எலக்ட்ரோலைட்டை அயனிகளாக சிதைக்கும் செயல்முறை.

ஆஸ்ட்வால்டின் நீர்த்தல் சட்டம்- கரைசலின் செறிவு மீது பைனரி பலவீனமான எலக்ட்ரோலைட்டின் நீர்த்த கரைசலின் சமமான மின் கடத்துத்திறன் சார்ந்து இருப்பதை வெளிப்படுத்தும் உறவு:

குழு 4 பி-உறுப்புகள்- கார்பன், சிலிக்கான், ஜெர்மானியம், தகரம் மற்றும் ஈயம்.

டிக்கெட் எண். 7. 1) மின்னாற்பகுப்பு விலகல்- இது துருவ கரைப்பான் மூலக்கூறுகளின் செல்வாக்கின் கீழ் அயனிகளாக ஒரு பொருளின் சிதைவு ஆகும்.

pH = -lg.

இடையக தீர்வுகள்- இவை அமிலங்கள் அல்லது காரங்கள் சேர்க்கப்படும் போது அவற்றின் pH சிறிது மாறும் போது தீர்வுகள் ஆகும்.

கார்போனிக் அமில வடிவங்கள்:

1) நடுத்தர உப்புகள் (கார்பனேட்டுகள்),

2) அமிலம் (ஹைட்ரோகார்பனேட்டுகள்).

கார்பனேட்டுகள் மற்றும் ஹைட்ரோகார்பனேட்டுகள் வெப்ப நிலையற்றவை:

CaCO3 = CaO + CO2^,

Ca(HCO3)2 = CaCO3v + CO2^ + H2O.

சோடியம் கார்பனேட் (சோடா சாம்பல்) இரசாயனத் தொழிலின் முக்கிய தயாரிப்புகளில் ஒன்றாகும். அக்வஸ் கரைசலில் அது எதிர்வினைக்கு ஏற்ப நீராற்பகுப்பு செய்கிறது

Na2СО3 > 2Nа+ + СО3-2,

CO3-2 + H+-OH- - HCO3- + OH-.

சோடியம் பைகார்பனேட் (பேக்கிங் சோடா) - உணவுத் தொழிலில் பரவலாகப் பயன்படுத்தப்படுகிறது. நீராற்பகுப்பு காரணமாக, தீர்வு ஒரு கார சூழலையும் கொண்டுள்ளது

NaHCO3 > Na+ + HCO3-,HCO3- + H-OH - H2CO3 + OH-.

சோடா சாம்பல் மற்றும் பேக்கிங் சோடா அமிலங்களுடன் தொடர்பு கொள்கின்றன

Na2СО3 + 2НCl - 2NаСl + СО2^ + Н2О,

2Nа+ + СО3-2 + 2N+ + 2Сl- - 2Nа+ + 2Сl- + СО2^ + NO2О,

CO3-2 + 2H+ - CO2^ + H2O;

NaHCO3 + CH3COON - CH3COONa + CO2^ + H2O,

Na+ + HCO3- + CH3COOH - CH3COO- + Na+ + CO2^ + H2O,

HCO3- + CH3COOH - CH3COO- + CO2^ + H2O.

டிக்கெட் எண். 8. 1) தீர்வுகளில் அயன் பரிமாற்றம்:

Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 +H2O

2Na + CO3 + 2H + SO4 → 2Na + SO4 + CO2 + H2O

CO3 + 2H → CO2 + H2O

C வாயு பரிணாமம்: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl

2) நைட்ரஜனின் வேதியியல் பண்புகள்.நைட்ரஜன் லித்தியம், கால்சியம், மெக்னீசியம் போன்ற செயலில் உள்ள உலோகங்களுடன் ஒப்பீட்டளவில் குறைந்த வெப்பநிலையில் வெப்பமடையும் போது மட்டுமே தொடர்பு கொள்கிறது. நைட்ரஜன் அதிக வெப்பநிலை மற்றும் வினையூக்கிகளின் முன்னிலையில் மற்ற உறுப்புகளுடன் வினைபுரிகிறது. ஆக்ஸிஜன் N2O, NO, N2O3, NO2 மற்றும் N2O5 உடன் நைட்ரஜன் கலவைகள் நன்கு ஆய்வு செய்யப்பட்டுள்ளன.

நைட்ரஜனின் இயற்பியல் பண்புகள்.நைட்ரஜன் காற்றை விட சற்று இலகுவானது; அடர்த்தி 1.2506 kg/m3 (0°C மற்றும் 101325 n/m2 அல்லது 760 mm Hg), உருகுநிலை -209.86°C, கொதிநிலை -195.8°C. நைட்ரஜன் சிரமத்துடன் திரவமாக்குகிறது: அதன் முக்கிய வெப்பநிலை மிகவும் குறைவாக உள்ளது (-147.1 ° C) மற்றும் அதன் முக்கிய அழுத்தம் அதிகமாக 3.39 Mn/m2 (34.6 kgf/cm2); திரவ நைட்ரஜனின் அடர்த்தி 808 கிலோ/மீ3 ஆகும். ஆக்சிஜனை விட நைட்ரஜன் தண்ணீரில் குறைவாக கரையக்கூடியது: 0°C இல் 23.3 கிராம் நைட்ரஜன் 1 m3 H2O இல் கரைகிறது. நைட்ரஜன் சில ஹைட்ரோகார்பன்களில் தண்ணீரில் கரையக்கூடியது.

டிக்கெட் எண். 9. ஹைட்ரோலிசிஸ் (கிரேக்க மொழியில் இருந்து ஹைட்ரோ - நீர், சிதைவு - சிதைவு)தண்ணீரால் ஒரு பொருளின் சிதைவு என்று பொருள். உப்பு நீராற்பகுப்பு என்பது தண்ணீருடன் உப்பின் மீளக்கூடிய எதிர்வினையாகும், இது பலவீனமான எலக்ட்ரோலைட் உருவாவதற்கு வழிவகுக்கிறது.

நீர், சிறிய அளவில் இருந்தாலும், பிரிக்கிறது:

H 2 O H + + OH – .

சோடியம் குளோரைடு H2O H+ + OH–,

Na+ + Cl– + H2O Na+ + Cl– + H+ + OH–,

NaCl + H2O (எதிர்வினை இல்லை) நடுநிலை

சோடியம் கார்பனேட் + HOH + OH–,

2Na+ + + H2O + OH–,

Na2CO3 + H2O NaHCО3 + NaOH அல்கலைன்

அலுமினியம் குளோரைடு Al3+ + HOH AlOH2+ + H+,

Al3+ + 3Cl– + H2O AlОH2+ + 2Cl– + H+ + Cl–,

AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl அமிலம்

வெப்பநிலையில் ஒரு இரசாயன எதிர்வினை வீதத்தின் சார்பு.

பன்முக எதிர்வினைகளின் வேகம்.

பன்முக அமைப்புகளில், எதிர்வினைகள் இடைமுகத்தில் நிகழ்கின்றன. இந்த வழக்கில், திடமான கட்டத்தின் செறிவு கிட்டத்தட்ட மாறாமல் உள்ளது மற்றும் எதிர்வினை வீதத்தை பாதிக்காது. ஒரு பன்முக எதிர்வினை வீதம் திரவ அல்லது வாயு கட்டத்தில் உள்ள பொருளின் செறிவை மட்டுமே சார்ந்துள்ளது. எனவே, திடப்பொருட்களின் செறிவுகள் இயக்கச் சமன்பாட்டில் குறிப்பிடப்படவில்லை; அவற்றின் மதிப்புகள் மாறிலிகளின் மதிப்புகளில் சேர்க்கப்பட்டுள்ளன. உதாரணமாக, ஒரு பன்முக எதிர்வினைக்கு

இயக்கச் சமன்பாட்டை எழுதலாம்

உதாரணம் 4. குரோமியம் மற்றும் அலுமினியம் இடையே வினையின் இயக்க வரிசை 1. வினையின் வேதியியல் மற்றும் இயக்கச் சமன்பாடுகளை எழுதவும்.

அலுமினியம் மற்றும் குளோரின் இடையேயான எதிர்வினை பன்முகத்தன்மை கொண்டது, இயக்க சமன்பாட்டை எழுதலாம்

எடுத்துக்காட்டு 5. எதிர்வினையின் இயக்கச் சமன்பாடு

போல் தெரிகிறது

விகித மாறிலியின் பரிமாணத்தைத் தீர்மானித்து, ஆக்சிஜன் Pa இன் பகுதியளவு அழுத்தத்திலும், 0.055 mol/l என்ற பொட்டாசியம் சயனைடு செறிவிலும் வெள்ளிக் கரைப்பு விகிதத்தைக் கணக்கிடவும்.

மாறிலியின் பரிமாணம் சிக்கல் அறிக்கையில் கொடுக்கப்பட்ட இயக்கச் சமன்பாட்டிலிருந்து தீர்மானிக்கப்படுகிறது:

இயக்கச் சமன்பாட்டில் சிக்கல் தரவை மாற்றுவதன் மூலம், வெள்ளி கரைப்பு விகிதத்தைக் காண்கிறோம்:

எடுத்துக்காட்டு 6. எதிர்வினையின் இயக்கச் சமன்பாடு

போல் தெரிகிறது

மெர்குரிக் குளோரைட்டின் (எம்) செறிவு பாதியாகக் குறைந்தால், ஆக்சலேட்டின் செறிவு எப்படி மாறும் – அயனிகள் இரட்டிப்பாகுமா?

தொடக்கப் பொருட்களின் செறிவை மாற்றிய பின், எதிர்வினை வீதம் இயக்கச் சமன்பாட்டால் வெளிப்படுத்தப்படுகிறது

ஒப்பிடுகையில், எதிர்வினை வீதம் அதிகரித்திருப்பதைக் காண்கிறோம் 2 முறை.

வெப்பநிலை அதிகரிக்கும் போது, ஒரு இரசாயன எதிர்வினை விகிதம் குறிப்பிடத்தக்க அளவில் அதிகரிக்கிறது.

வெப்பநிலையில் எதிர்வினை வீதத்தின் அளவு சார்பு வான்ட் ஹாஃப் விதியால் தீர்மானிக்கப்படுகிறது.

வெப்பநிலையில் ஒரு இரசாயன வினையின் வீதத்தை (விகித மாறிலி) சார்ந்திருப்பதை வகைப்படுத்த, வன்ட் ஹாஃப் குணகம் என்றும் அழைக்கப்படும் எதிர்வினை வீதத்தின் வெப்பநிலை குணகம் () பயன்படுத்தப்படுகிறது. எதிர்வினை வீதத்தின் வெப்பநிலை குணகம், வினைகளின் வெப்பநிலை 10 டிகிரி அதிகரிப்புடன் எதிர்வினை வீதம் எத்தனை முறை அதிகரிக்கும் என்பதைக் காட்டுகிறது.

கணித ரீதியாக, வெப்பநிலையில் எதிர்வினை வீதத்தின் சார்பு உறவால் வெளிப்படுத்தப்படுகிறது

எங்கே – வேகத்தின் வெப்பநிலை குணகம்;

– டி;

டி;

–– வெப்பநிலையில் நிலையான எதிர்வினை விகிதம் டி+ 10;

–– வெப்பநிலையில் எதிர்வினை வீதம் டி+ 10.

கணக்கீடுகளுக்கு சமன்பாடுகளைப் பயன்படுத்துவது மிகவும் வசதியானது

அத்துடன் இந்த சமன்பாடுகளின் மடக்கை வடிவங்கள்

அதிகரிக்கும் வெப்பநிலையுடன் எதிர்வினை வீதத்தின் அதிகரிப்பு விளக்குகிறது செயல்படுத்தும் கோட்பாடு. இந்த கோட்பாட்டின் படி, வினைபுரியும் பொருட்களின் துகள்கள் மோதும்போது, அவை விரட்டும் சக்திகளைக் கடக்க வேண்டும், பழைய இரசாயன பிணைப்புகளை பலவீனப்படுத்த வேண்டும் அல்லது உடைத்து புதியவற்றை உருவாக்க வேண்டும். இதற்காக அவர்கள் ஒரு குறிப்பிட்ட ஆற்றலைச் செலவிட வேண்டும், அதாவது. ஒருவித ஆற்றல் தடையை கடக்க. ஆற்றல் தடையை கடக்க போதுமான அதிக ஆற்றல் கொண்ட ஒரு துகள் அழைக்கப்படுகிறது செயலில் உள்ள துகள்கள்.

சாதாரண நிலைமைகளின் கீழ், கணினியில் சில செயலில் உள்ள துகள்கள் உள்ளன, மேலும் எதிர்வினை மெதுவான விகிதத்தில் தொடர்கிறது. ஆனால் கூடுதல் ஆற்றலைக் கொடுத்தால் செயலற்ற துகள்கள் செயலில் முடியும். துகள்களை செயல்படுத்த ஒரு வழி வெப்பநிலையை அதிகரிப்பதாகும். வெப்பநிலை உயரும் போது, கணினியில் செயலில் உள்ள துகள்களின் எண்ணிக்கை கடுமையாக அதிகரிக்கிறது மற்றும் எதிர்வினை விகிதம் அதிகரிக்கிறது.