Sa Habang tumataas ang temperatura, ang rate ng karamihan sa mga reaksiyong kemikal ay tumataas nang malaki, at para sa mga homogenous na reaksyon, kapag pinainit para sa bawat sampung degree, ang rate ng reaksyon ay tumataas ng 2-4 na beses.
Ang kabuuang bilang ng mga particle sa system (N) ay katumbas ng lugar sa ilalim ng curve. Ang kabuuang bilang ng mga particle na may enerhiya na mas malaki kaysa sa Ea ay katumbas ng may kulay na lugar.
Mula sa Figure 2 makikita na habang tumataas ang temperatura, nagbabago ang distribusyon ng enerhiya ng mga particle upang tumaas ang proporsyon ng mga particle na may mas mataas na enerhiya. Kaya, isang mahalagang konsepto para sa isang kemikal na reaksyon ay activation energy.
Ang activation energy ay ang enerhiya na dapat magkaroon ng mga particle upang ang kanilang pakikipag-ugnayan ay humantong sa isang kemikal na reaksyon. Ang activation energy ay ipinahayag sa kJ/mol. Para sa mga reaksyon na nagaganap sa isang kapansin-pansing bilis, ang activation energy ay hindi lalampas sa 50 kJ/mol (para sa ion exchange reactions Ea » 0); kung ang Ea > 100 kJ/mol, kung gayon ang rate ng reaksyon ay napakababa.
Noong 1889, nagbigay si S. Arrhenius ng isang equation para sa dependence ng rate constant ng isang kemikal na reaksyon sa temperatura:
k = Ae - Ea/RT
saan, A- pre-expopotential factor, depende sa likas na katangian ng mga reacting substance;
R- pare-pareho ang gas = 8.314 J/(mol? K);
Ea- activation energy.
Mula sa Arrhenius equation ay sumusunod na mas mataas ang activation energy, mas kinakailangan na taasan ang temperatura upang mapanatili ang kinakailangang rate ng reaksyon.
Ipinapakita ng Figure 3 ang pag-asa ng pagbabago sa potensyal na enerhiya ng reacting system sa reaction path. Mula sa figure sa itaas makikita na para sa isang exothermic na reaksyon (na nangyayari sa pagpapalabas ng init), ang pagkawala ng mga aktibong molekula ay pinupunan ng enerhiya na inilabas sa panahon ng reaksyon. Sa kaso ng isang endothermic na reaksyon, ang init ay kinakailangan upang mapanatili ang kinakailangang rate ng reaksyon.
| Exothermic na reaksyon | Endothermic na reaksyon |
Figure 10.3 Energy diagram ng isang kemikal na reaksyon
A - mga reactant, C - mga produkto.
2.4 Impluwensya ng mga dayuhang sangkap
Ang mga dayuhang sangkap, depende sa epekto ng mga ito, ay maaaring mapabilis ang mga reaksyon - mga catalyst o pabagalin ang mga ito - mga inhibitor.
Mga katalista- ito ay mga sangkap na nagpapabilis ng mga kemikal na reaksyon, ngunit nananatiling hindi nagbabago pagkatapos ng reaksyon.
Inhibitor - ito ay mga sangkap na nagpapabagal sa mga reaksyon. Sa pagsasagawa, kung minsan ay kinakailangan na pabagalin ang mga reaksyon (kaagnasan ng mga metal, atbp.) Ito ay nakakamit sa pamamagitan ng pagpasok ng mga inhibitor sa sistema ng reaksyon. Halimbawa, binabawasan ng sodium nitrite, potassium chromate at dichromate ang rate ng corrosion ng mga metal.
Mga promoter- mga sangkap na nagpapataas ng aktibidad ng katalista. Sa kasong ito, ang mga promotor mismo ay maaaring walang catalytic properties.
Mga catalytic poison- mga dayuhang dumi sa pinaghalong reaksyon, na humahantong sa bahagyang o kumpletong pagkawala ng aktibidad ng katalista. Kaya, ang mga bakas ng arsenic at phosphorus ay nagdudulot ng mabilis na pagkawala ng aktibidad ng V 2 O 5 catalyst sa panahon ng contact method para sa paggawa ng H 2 SO 4.
3. Ekwilibriyong kemikal
Sa mga reaksiyong kemikal, ang mga panimulang sangkap ay hindi palaging ganap na na-convert sa mga produkto ng reaksyon. Nangyayari ito dahil habang nag-iipon ang mga produkto ng reaksyon, maaaring lumikha ng mga kundisyon para mangyari ang reverse reaction. Karamihan sa mga reaksiyong kemikal ay nababaligtad.
Bilang halimbawa, pag-aralan natin ang nababaligtad na reaksyon ng ammonia synthesis mula sa nitrogen at hydrogen, na lubhang mahalaga para sa industriya:
direktang reaksyon -2N 2 + 3H 2 →2NH 3 ,
baligtad na reaksyon - 2NH 3 →N 2 + 3H 2,
nababaligtad na reaksyon - 2N 2 + 3H 2« 2NH 3.
Ang pasulong at baligtad na mga reaksyon ay magkahiwalay na reaksyon kasama ang kanilang mga katumbas na kinetic equation, pre-exposure factor, activation energies, atbp.
Ang isang mahalagang quantitative na katangian ng reversible reactions ay ang equilibrium constant, na tinutukoy kapag ang sistema ay umabot sa chemical equilibrium - isang estado kung saan ang mga rate ng forward at reverse reactions ay pantay. Mga halimbawa ng aplikasyon ng batas ng mass action (LMA).
Kunin natin ang equilibrium constant gamit ang halimbawa ng reaksyon ng ammonia synthesis.
Kinetic equation ng pasulong na reaksyon
N 2 +3H 2 →2NH 3
may form na Vpr = Kpr 3.
Kinetic equation ng reverse reaction
2NH 3 →N 2 + 3H 2
ay may anyo na Vobr = Cobr 2.
Sa isang estado ng chemical equilibrium, Vpr = Vbr.
Ang pagpapalit ng mga expression para sa mga rate ng direkta at baligtad na mga reaksyon sa kondisyon ng chemical equilibrium, makuha namin ang sumusunod na pagkakapantay-pantay Kpr 3 = Cobr 2.
Pagkatapos ng pagbabagong-anyo nakukuha namin
.
4. Prinsipyo ni Le Chatelier
Kung ang isang sistema sa isang estado ng chemical equilibrium ay napapailalim sa anumang panlabas na impluwensya, kung gayon ang ekwilibriyo bilang resulta ng mga prosesong nagaganap sa system ay lilipat sa paraan na ang epekto ay bababa.
4.1 Epekto ng pagbabago ng mga konsentrasyon sa ekwilibriyo
Kapag ang konsentrasyon ng alinman sa mga sangkap na kalahok sa reaksyon ay tumaas, ang ekwilibriyo ay lumilipat patungo sa pagkonsumo ng sangkap na ito, at kapag ito ay bumababa, patungo sa pagbuo ng sangkap na ito.
Halimbawa 1. Kung nasa sistemang ekwilibriyo
2N 2 + 3H 2« 2NH 3
idagdag ang N 2 o H 2 , pagkatapos, alinsunod sa prinsipyo ng Le Chatelier, upang mabawasan ang mga konsentrasyon ng mga sangkap na ito, ang balanse ay dapat lumipat sa kanan, ang ani ng NH 3 ay tataas. Habang tumataas ang konsentrasyon ng NH 3, ang ekwilibriyo ay lilipat sa kaliwa.
4.2 Epekto ng mga pagbabago sa presyon sa ekwilibriyo
Ang presyon sa isang saradong sistema ng reaksyon ay tinutukoy ng pagkakaroon ng mga gas na sangkap sa loob nito: mas marami sa kanila, mas malaki ang presyon. Samakatuwid, ang pagbabago sa panlabas na presyon ay makakaapekto sa balanse lamang sa mga kaso kung saan ang mga gas na sangkap ay kasangkot, at ang kanilang dami sa pasulong at pabalik na mga reaksyon ay naiiba.
Kung ang presyon ay tumaas sa isang sistema na nasa isang estado ng kemikal na balanse, kung gayon ang isang reaksyon ay higit na magaganap, bilang isang resulta kung saan ang halaga ng mga gas na sangkap ay bumababa; kapag ang presyon ay bumababa, ang isang reaksyon ay nangyayari nang mas mabuti, bilang isang resulta kung saan ang dami ng mga produktong gas ay tumataas.
Halimbawa 1. Posible bang dagdagan ang ani ng mga produkto sa isang reaksyon sa pamamagitan ng pagbabago ng presyon? CO 2 (g) + H 2 (g)« CO(g) + H 2 O(g).
Solusyon: Ang pinaghalong reaksyon ay may kasamang mga gas na reagents, ngunit ang kanilang dami sa reaksyon ay hindi nagbabago: mula sa isang mole ng CO 2 (g) at isang mole ng H2 (g), isang mole ng CO (g) at H 2 O (g) ay nakuha. Para sa kadahilanang ito, ang mga pagbabago sa presyon ay hindi nakakaapekto sa estado ng balanse.
Halimbawa 2. Paano magbabago ang mga konsentrasyon ng equilibrium ng mga reactant sa pagtaas ng presyon sa system? N 2 + 3H 2 « 2NH 3 ?
Mula sa equation ng reaksyon ay malinaw na mula sa 4 na moles ng gas ng mga paunang produkto, 2 moles ng gas ng mga produkto ng reaksyon ay nabuo. Kaya, sa pagtaas ng presyon, ang balanse ay lilipat mula sa pasulong na reaksyon, dahil ito ay humahantong sa pagbaba ng presyon.
4.3 Epekto ng mga pagbabago sa temperatura sa chemical equilibrium
Karamihan sa mga reaksiyong kemikal ay nangyayari sa pagpapalabas o pagsipsip ng init. Sa unang kaso, ang temperatura ng pinaghalong pagtaas, sa pangalawa ito ay bumababa.
Kung ang isang pinaghalong reaksyon sa isang estado ng balanse ng kemikal ay pinainit, kung gayon, alinsunod sa prinsipyo ng Le Chatelier, ang isang nakararami na reaksyon ay dapat mangyari, bilang isang resulta kung saan ang init ay masisipsip, i.e. endothermic reaksyon; Kapag ang pinaghalong ay pinalamig, ang isang reaksyon ay dapat na nakararami mangyari, bilang isang resulta kung saan ang init ay ilalabas, i.e. endothermic na reaksyon.
Kung ang temperatura ay tumaas sa isang sistema sa isang estado ng chemical equilibrium, pagkatapos ay ang balanse ay lumilipat patungo sa isang endothermic na reaksyon, at kapag ang temperatura ay bumaba, patungo sa isang exothermic na reaksyon.
Halimbawa: 2N 2 + 3H 2« 2NH3,H0 = - 92 kJ
Ang reaksyon ay exothermic, samakatuwid, habang tumataas ang temperatura, lumilipat ang ekwilibriyo sa kaliwa, at habang bumababa ang temperatura, lumilipat ito sa kanan.
Ito ay sumusunod mula dito na upang madagdagan ang ani ng ammonia ang temperatura ay dapat ibaba. Sa pagsasagawa, pinapanatili nila ang isang temperatura ng 500 0C, dahil sa isang mas mababang temperatura ang rate ng direktang reaksyon ay bumababa nang husto.
Ang ekwilibriyong kemikal ay likas na pabago-bago: ang pasulong at pabalik na mga reaksyon ay hindi tumitigil sa ekwilibriyo.
Ang equilibrium constant ay depende sa temperatura at sa likas na katangian ng mga reactant. Kung mas malaki ang pare-parehong ekwilibriyo, mas naililipat ang ekwilibriyo patungo sa pagbuo ng mga produkto ng direktang reaksyon
Ang prinsipyo ng Le Chatelier ay unibersal, dahil naaangkop ito hindi lamang sa mga prosesong kemikal, kundi pati na rin sa mga physicochemical phenomena, tulad ng crystallization, dissolution, boiling, at phase transformations sa solids.
Ang pagtaas ng temperatura ay nagpapabilis sa lahat ng mga reaksiyong kemikal. Sa simula ay itinatag ni Van't Hoff na kung kailan Para sa bawat 10 degrees na pagtaas ng temperatura, ang bilis ay tumataas ng 2 ¸ 4 na beses ( ang panuntunan ni van't Hoff ). Ito ay tumutugma sa power-law dependence ng bilis sa temperatura:
kung saan ang T > T 0, g - koepisyent ng temperatura ng van't Hoff.
Gayunpaman, ang equation na ito ay hindi theoretically justified ; Ang pang-eksperimentong data ay mas mahusay na inilalarawan ng isang exponential function (Arrhenius equation):
,
kung saan ang A ay isang pre-exponential factor na hindi nakadepende sa T, ang E a ay ang activation energy ng isang chemical reaction (kJ/mol), R ay ang universal gas constant.
Ang Arrhenius equation ay karaniwang isinusulat para sa rate constant:
.
Ang equation na ito ay theoretically justified sa pamamagitan ng mga pamamaraan ng statistical physics. Sa husay, ang katwiran na ito ay ang mga sumusunod: dahil ang mga reaksyon ay nangyayari bilang isang resulta ng mga random na banggaan ng mga molekula, ang mga banggaan na ito ay nailalarawan sa pamamagitan ng halos tuluy-tuloy na hanay ng mga enerhiya mula sa pinakamaliit hanggang sa pinakamalaki. Malinaw, ang isang reaksyon ay magaganap lamang kapag ang mga molekula ay nagbanggaan ng sapat na enerhiya upang masira (o makabuluhang mag-inat) ng ilang mga bono ng kemikal. Para sa bawat system, mayroong energy threshold E a, kung saan sapat ang enerhiya para mangyari ang reaksyon; ang curve 1 sa Figure 5.1 ay tumutugma sa mekanismong ito. Dahil ang mga banggaan ay nangyayari na may dalas na nakadepende sa temperatura ayon sa isang exponential law, ang mga formula 5.9 at 5.10 ay nakuha. Pagkatapos ay ang pre-exponential factor A at k 0 ay kumakatawan sa ilang katangian ng kabuuang bilang ng mga banggaan, at ang termino ay kumakatawan sa proporsyon ng mga epektibong banggaan.
Ang pagsusuri ng pang-eksperimentong data ay isinasagawa gamit ang logarithmic form ng Arrhenius equation:
.
Ang iskedyul ay binuo sa tinatawag na Mga coordinate ng Arrhenius
(ln k -), Fig. 7.2; mula sa graph hanapin ang k o at E a.
Dahil sa pang-eksperimentong data para sa dalawang temperatura k o at E a ito ay madaling mahanap sa teorya:
; 
;
Ang rate ng isang kemikal na reaksyon ay higit sa lahat ay nakasalalay sa activation energy. Para sa karamihan ng mga reaksyon ito ay nasa saklaw mula 50 hanggang 250 kJ/mol. Mga reaksyon para sa kung saan
E a > 150 kJ/mol, halos hindi tumutulo sa temperatura ng silid.
Halimbawa 1. Ang kumplikadong hindi maibabalik na reaksyon 2N 2 O 5 = 4NO 2 + O 2 ay isang reaksyon sa unang pagkakasunud-sunod. Paano magbabago ang bilis nito kapag tumaas ang presyon ng 5 beses?
Solusyon. Ang kinetic equation ng reaksyong ito sa pangkalahatang anyo: V = k·a. Dahil ang reaksyon ay masalimuot, posibleng a ¹ 2. Ayon sa kondisyon, ang pagkakasunud-sunod ng reaksyon ay
a = 1. Para sa mga reaksyon ng gas, ang papel ng konsentrasyon ay ginagampanan ng presyon. kaya lang
V = kP, at kung P 1 = 5P, pagkatapos ay V 1 /V = 5, i.e. ang bilis ay tumataas ng limang beses.
Hanapin ang rate constant, mga order ng mga reactant at isulat ang kinetic equation.
Solusyon. Ang kinetic equation para sa rate ng reaksyong ito sa pangkalahatang anyo:
V = k a b .
Hinahayaan ka ng mga talahanayang ito na mahanap ang mga order ng reaksyon para sa NO (a) at H 2 (b) sa pamamagitan ng pagbabawas ng pagkakasunud-sunod ng reaksyon, i.e. pag-aaral ng mga eksperimento kung saan ang isa sa mga reagents ay may pare-parehong konsentrasyon. Kaya, = 0.01 sa una at pangalawang column, habang nagbabago.
. (pribadong order ayon sa H 2).
Para sa pangalawa at pangatlong hanay, sa kabaligtaran, ay pareho, at - ay naiiba, samakatuwid:
(pribadong order ng HINDI).
Dahil ang a at b ay tumutugma sa stoichiometric coefficients, ang reaksyon ay maaaring maging simple. Ang rate constant ay makikita mula sa data sa bawat column:
Kaya, ang kinetic equation ay: V = 2.5. 10 3 2 .
Ang kabuuang (pangkalahatang) pagkakasunud-sunod ng reaksyong ito (a + b) ay 3.
Halimbawa 3. Ang bilis ng reaksyon A + 3B = AB 3 ay tinutukoy ng kinetic equation V = k[A]·[B]. Tukuyin ang pangkalahatang pagkakasunud-sunod ng reaksyon. Anong uri ng reaksyon ito - simple o kumplikado? Ilang beses tataas ang rate ng reaksyon kung tataas ang konsentrasyon ng 3 beses?
Solusyon. Ang pagkakasunud-sunod ng reaksyon ay tinutukoy ng kabuuan ng mga exponent ng mga reactant sa kinetic equation. Para sa reaksyong ito, ang kabuuang pagkakasunud-sunod ay dalawa (1 +1).
Kung ang reaksyong ito ay simple, pagkatapos ay ayon sa batas ng mass action
V = k[A] 1. [B] 3 at ang kabuuang pagkakasunud-sunod ay magiging (1+ 3) = 4, i.e. ang mga exponent sa kinetic equation ay hindi tumutugma sa stoichiometric coefficients, samakatuwid, ang reaksyon ay kumplikado at nagaganap sa ilang yugto.
Kapag ang mga konsentrasyon ng mga reagents ay tumaas ng 3 beses: V 1 = k·3[A]·3[B] = 3 2 V, ibig sabihin, ang bilis ay tataas ng 3 2 = 9 na beses.
Halimbawa 4. Tukuyin ang activation energy ng reaksyon at ang temperature coefficient nito kung sa 398 at 600 0 C ang rate constants ay katumbas ng 2.1×10 -4 at 6.25×10 -1, ayon sa pagkakabanggit.
Solusyon. Ang E a mula sa dalawang halaga ay maaaring kalkulahin gamit ang formula 5.12 :
192b33 J/mol.
Nahanap namin ang koepisyent ng temperatura mula sa expression (5.8), dahil Vµk:
.
Catalysis
Ang isa sa mga pinakakaraniwang paraan ng pagpapabilis ng mga reaksiyong kemikal sa pagsasanay ng kemikal ay ang catalysis. Ang katalista ay isang sangkap na paulit-ulit na nakikilahok sa mga intermediate na yugto ng isang reaksyon, ngunit lumalabas mula dito na hindi nagbabago ng kemikal.
Halimbawa, para sa reaksyon A 2 + B 2 = 2AB
ang partisipasyon ng katalista K ay maaaring ipahayag ng equation
A 2 + K + B 2 ® A 2.... K + B 2 ® A 2 ...K...B 2 ® 2AB + K.
Ang mga equation na ito ay maaaring katawanin ng mga potensyal na kurba ng enerhiya (Larawan 5.2.).
kanin. 5.2. Energy diagram ng reaksyon
may at walang katalista
Mula sa Figure 5.2 makikita na:
1) binabawasan ng katalista ang enerhiya ng pag-activate, binabago ang mekanismo ng reaksyon - nagpapatuloy ito sa mga bagong yugto, na ang bawat isa ay nailalarawan sa pamamagitan ng mababang enerhiya ng pag-activate;
2) hindi binabago ng katalista ang DN ng reaksyon (pati na rin ang DG, DU at DS);
3) kung ang catalyzed na reaksyon ay nababaligtad, ang katalista ay hindi makakaapekto sa balanse, hindi nagbabago sa equilibrium na pare-pareho at ang mga konsentrasyon ng balanse ng mga bahagi ng system. Pinapabilis nito ang parehong pasulong at pabalik na mga reaksyon nang pantay-pantay, sa gayon ay nagpapabilis sa oras upang maabot ang ekwilibriyo.
Malinaw, sa pagkakaroon ng isang katalista, ang activation energy ng reaksyon ay bumababa ng halagang DE k. Dahil sa expression para sa reaction rate constant (equation 5.10) ang activation energy ay kasama sa negatibong exponent, kahit isang maliit na pagbaba sa Ang E a ay nagdudulot ng napakalaking pagtaas sa rate ng reaksyon: 
.
Ang epekto ng isang katalista sa pagbabawas ng E a ay maaaring ilarawan ng halimbawa ng reaksyon ng agnas ng hydrogen iodide:
2HI = H 2 + I 2 .
Kaya, para sa reaksyon na isinasaalang-alang, ang pagbaba ng enerhiya
activation ng 63 kJ, i.e. 1.5 beses, tumutugma sa isang pagtaas sa rate ng reaksyon sa 500 K ng higit sa 10 6 na beses.
Dapat pansinin na ang pre-exponential factor ng catalytic reaction k 0 1 ay hindi katumbas ng k 0 at kadalasang mas maliit, gayunpaman, ang kaukulang pagbaba sa rate ay hindi nagbabayad para sa pagtaas nito dahil sa E a.
Halimbawa 5. Ang activation energy ng isang tiyak na reaksyon sa kawalan ng isang katalista ay 75.24 kJ/mol, at sa isang katalista ito ay 50.14 kJ/mol. Ilang beses tumataas ang rate ng reaksyon sa pagkakaroon ng isang katalista kung ang reaksyon ay nagpapatuloy sa 25 0 C, at ang pre-exponential factor sa pagkakaroon ng isang katalista ay bumaba ng 10 beses.
Solusyon. Tukuyin natin ang enerhiya ng pag-activate ng reaksyon na walang katalista ng Ea, at sa pagkakaroon ng katalista ng Ea 1; Tinutukoy namin ang kaukulang mga constant ng rate ng reaksyon ng k at k 1 . Gamit ang Arrhenius equation (5.9) (tingnan ang seksyon 5.3) at pagkuha ng k 0 1 /k 0 = 10, makikita natin:
Mula rito 
Sa wakas nakita namin:
Kaya, ang pagbaba sa activation energy ng catalyst ng 25.1 kJ ay humantong sa pagtaas ng reaction rate ng 2500 beses, sa kabila ng 10-fold na pagbaba sa pre-exponential factor.
Ang mga reaksyong catalytic ay inuri ayon sa uri ng katalista at uri ng reaksyon. Halimbawa, ayon sa estado ng pagsasama-sama ng mga catalyst at reagents, ang catalysis ay nahahati sa homogenous(catalyst at reactant ay bumubuo ng isang yugto) at magkakaiba(Ang catalyst at reagents ay nasa iba't ibang phase, mayroong isang phase boundary sa pagitan ng catalyst at reagents).
Ang isang halimbawa ng homogenous catalysis ay maaaring ang oksihenasyon ng CO sa CO 2 na may oxygen sa pagkakaroon ng NO 2 (catalyst). Ang mekanismo ng catalysis ay maaaring ilarawan ng mga sumusunod na reaksyon:
CO (g) + NO 2 (g) ® CO 2 (g) + NO (g) ,
2NO (g) + O 2 (g) ® 2NO 2 (g);
at ang katalista (NO 2) ay muling nakikilahok sa unang reaksyon.
Katulad nito, ang reaksyon ng oksihenasyon ng SO 2 hanggang SO 3 ay maaaring ma-catalyzed; Ang isang katulad na reaksyon ay ginagamit sa paggawa ng sulfuric acid sa pamamagitan ng "nitrous" na pamamaraan.
Ang isang halimbawa ng heterogenous catalysis ay ang paggawa ng SO 3 mula sa SO 2 sa pagkakaroon ng Pt o V 2 O 5:
SO 2 (g) + O 2 (g) ® SO 3 (g).
Ang reaksyong ito ay ginagamit din sa paggawa ng sulfuric acid ("contact" method).
Ang isang heterogenous catalyst (iron) ay ginagamit din sa paggawa ng ammonia mula sa nitrogen at hydrogen at sa maraming iba pang mga proseso.
Ang kahusayan ng mga heterogenous catalyst ay kadalasang mas malaki kaysa sa mga homogenous. Ang rate ng mga reaksyon ng catalytic sa kaso ng isang homogenous na katalista ay nakasalalay sa konsentrasyon nito, at sa kaso ng isang heterogenous na katalista, sa tiyak na lugar ng ibabaw nito (iyon ay, dispersity) - mas malaki ito, mas malaki ang bilis. Ang huli ay dahil sa ang katunayan na ang catalytic reaction ay nagaganap sa ibabaw ng catalyst at kasama ang mga yugto ng adsorption (sticking) ng mga reagent molecule sa ibabaw; sa pagkumpleto ng reaksyon, ang mga produkto nito ay na-desorbed. Upang madagdagan ang ibabaw na lugar ng mga catalyst, sila ay durog o ginawa ng mga espesyal na pamamaraan na gumagawa ng napakahusay na mga pulbos.
Ang mga halimbawang ibinigay ay sabay-sabay na mga halimbawa redox catalysis. Sa kasong ito, ang mga transition metal o ang kanilang mga compound (Mn 3+, Pt, Au, Ag, Fe, Ni, Fe 2 O 3, atbp.) ay karaniwang nagsisilbing mga catalyst.
Sa acid-base catalysis ang papel ng isang katalista ay ginagampanan ng H +, OH - at iba pang katulad na mga particle - mga carrier ng acidity at basicity. Kaya, ang reaksyon ng hydrolysis
CH 3 COOCH 3 + H 2 O CH 3 COOH + CH 3 OH
bumibilis ng humigit-kumulang 300 beses kapag nagdaragdag ng alinman sa mga malakas na acid: HCl, HBr o HNO 3.
Malaki ang kahalagahan ng catalysis sa mga biological system. Sa kasong ito, ang katalista ay tinatawag enzyme. Ang kahusayan ng maraming mga enzyme ay higit na mas malaki kaysa sa mga karaniwang catalyst. Halimbawa, para sa reaksyon ng nitrogen fixation sa ammonia
N2 + 3H2 = 2NH3
Sa industriya, ginagamit ang isang heterogenous catalyst sa anyo ng sponge iron na may mga karagdagan ng metal oxides at sulfates.
Sa kasong ito, ang reaksyon ay isinasagawa sa T » 700 K at P » 30 MPa. Ang parehong synthesis ay nangyayari sa mga nodule ng mga halaman ng legume sa ilalim ng pagkilos ng mga enzyme sa ordinaryong T at R.
Ang mga catalytic system ay hindi walang malasakit sa mga impurities at additives. Ang ilan sa mga ito ay nagpapataas ng kahusayan ng catalysis, tulad ng nasa itaas na halimbawa ng catalysis ng ammonia synthesis sa pamamagitan ng iron. Ang ganitong mga additives sa katalista ay tinatawag mga promoter(potassium at aluminum oxides sa iron). Ang ilang mga impurities, sa kabaligtaran, ay pinipigilan ang catalytic reaction ("lason" ang katalista), ito catalytic poisons. Halimbawa, ang synthesis ng SO 3 sa isang Pt catalyst ay napakasensitibo sa mga impurities na naglalaman ng sulfide sulfur; nilalason ng asupre ang ibabaw ng platinum catalyst. Sa kabaligtaran, ang isang katalista batay sa V 2 O 5 ay hindi sensitibo sa mga naturang impurities; Ang karangalan ng pagbuo ng isang katalista batay sa vanadium oxide ay pag-aari ng Russian scientist na si G.K. Boreskov.
kung saan ang g ay ttemperature coefficient, kumukuha ng mga halaga mula 2 hanggang 4.
Ang isang paliwanag para sa pag-asa ng rate ng reaksyon sa temperatura ay ibinigay ni S. Arrhenius. Hindi lahat ng banggaan ng mga reactant molecule ay humahantong sa isang reaksyon, ngunit ang pinakamalakas na banggaan lamang. Tanging ang mga molekula na may labis na kinetic energy ang may kakayahan sa mga reaksiyong kemikal.
Kinakalkula ni S. Arrhenius ang fraction ng aktibong (i.e., humahantong sa isang reaksyon) na banggaan ng mga tumutugon na particle a, depende sa temperatura: - a = exp(-E/RT). at inilabas Arrhenius equation para sa pare-pareho ang rate ng reaksyon:
k = koe-E/RT
kung saan ang ko at E d ay nakasalalay sa likas na katangian ng mga reagents. Ang E ay ang enerhiya na dapat ibigay sa mga molekula upang sila ay makipag-ugnayan, tinatawag activation energy.
Ang panuntunan ni Van't Hoff- isang empirical na tuntunin na nagbibigay-daan, bilang unang pagtataya, na tantyahin ang epekto ng temperatura sa bilis ng isang kemikal na reaksyon sa isang maliit na hanay ng temperatura (karaniwan ay mula 0 °C hanggang 100 °C). Si J. H. Van't Hoff, batay sa maraming eksperimento, ay bumalangkas ng sumusunod na panuntunan:
Pag-activate ng enerhiya sa chemistry at biology - ang pinakamababang dami ng enerhiya na kailangang maibigay sa system (sa chemistry na ipinahayag sa joules per mole) para maganap ang isang reaksyon. Ang termino ay ipinakilala ni Svante August Arrhenius noong. Karaniwang notasyon para sa enerhiya ng reaksyon Ea.
Ang activation entropy ay itinuturing na pagkakaiba sa pagitan ng entropy ng transition state at ground state ng mga reactant. Ito ay natutukoy pangunahin sa pamamagitan ng pagkawala ng translational at rotational degrees ng kalayaan ng mga particle sa panahon ng pagbuo ng isang activated complex. Ang mga makabuluhang pagbabago (vibrational degrees of freedom) ay maaari ding mangyari kung ang activated complex ay medyo mas mahigpit kaysa sa mga reactant.
Ang activation entropy ng naturang transition ay positibo.
Ang pag-activate ng entropy ay nakasalalay sa maraming mga kadahilanan. Kapag, sa isang bimolecular na reaksyon, ang dalawang paunang particle ay nagsasama-sama upang bumuo ng isang transition state, ang translational at rotational entropy ng dalawang particle ay bumababa sa mga halaga na tumutugma sa isang particle; ang bahagyang pagtaas sa vibrational entropy ay hindi sapat upang mabayaran ang epektong ito.
Ang mga activation entropies ay higit na nag-iiba depende sa istraktura kaysa sa enthalpies. Ang mga activation entropies ay sumasang-ayon sa karamihan ng mga kaso sa Price and Hammett rule. Ang seryeng ito ay mayroon ding partikular na kahalagahan na ang pagtaas sa entropy ng silap ay maaaring tumpak na kalkulahin mula sa kilalang ganap na mga entropi ng kaukulang hydrocarbon.
Ticket#2
1) PANGUNAHING KLASE NG MGA INORGANIC COMPOUND: Mga base, oxide, acid, asin.
2) Maging – beryllium.
Mga katangian ng kemikal: ang beryllium ay medyo maliit na reaktibo sa temperatura ng silid. Sa compact form nito, hindi ito tumutugon sa tubig at singaw kahit na sa red heat temperature at hindi na-oxidized ng hangin hanggang sa 600 °C. Kapag nag-apoy, ang beryllium powder ay nasusunog na may maliwanag na apoy, na gumagawa ng oxide at nitride. Ang mga halogen ay tumutugon sa beryllium sa mga temperaturang higit sa 600 °C, at ang mga chalcogen ay nangangailangan ng mas mataas na temperatura.
Mga katangiang pisikal: Ang Beryllium ay medyo matigas ngunit malutong na kulay-pilak-puting metal. Ito ay may mataas na modulus ng pagkalastiko - 300 GPa (para sa mga bakal - 200-210 GPa). Sa hangin ito ay aktibong natatakpan ng isang persistent oxide film
Magnesium (Mg). Mga katangiang pisikal: Ang Magnesium ay isang silver-white metal na may hexagonal lattice, space group P 63/mmc, mga parameter ng sala-sala a = 0.32029 nm, c = 0.52000 nm, Z = 2. Sa ilalim ng normal na mga kondisyon, ang ibabaw ng magnesium ay natatakpan ng isang matibay na proteksiyon na pelikula ng magnesium oxide MgO , na nawasak kapag pinainit sa hangin sa humigit-kumulang 600 °C, pagkatapos nito ang metal ay nasusunog na may nakabulag na puting apoy upang bumuo ng magnesium oxide at nitride Mg3N2.
Mga katangian ng kemikal: Isang halo ng powdered magnesium na may potassium permanganate KMnO4 - paputok
Ang mainit na magnesiyo ay tumutugon sa tubig:
Mg (dec.) + H2O = MgO + H2;
Ang alkalis ay hindi nakakaapekto sa magnesiyo; madali itong natutunaw sa mga acid, na naglalabas ng hydrogen:
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2;
Kapag pinainit sa hangin, ang magnesiyo ay nasusunog upang bumuo ng isang oksido; ang isang maliit na halaga ng nitride ay maaari ding mabuo kasama ng nitrogen:
2Mg + O2 = 2MgO;
3Mg + N2 = Mg3N2
Ticket No. 3. Solubility- ang kakayahan ng isang substance na bumuo ng mga homogenous system na may iba pang substance - mga solusyon kung saan ang substance ay matatagpuan sa anyo ng mga indibidwal na atoms, ions, molecules o particles.
Saturated na solusyon- isang solusyon kung saan ang solute sa ilalim ng mga partikular na kondisyon ay umabot sa pinakamataas na konsentrasyon nito at hindi na nalulusaw. Ang precipitate ng substance na ito ay nasa equilibrium na may substance sa solution.
Unsaturated solution- isang solusyon kung saan ang konsentrasyon ng solute ay mas mababa kaysa sa isang puspos na solusyon, at kung saan sa ilalim ng mga ibinigay na kondisyon ang ilan pa sa mga ito ay maaaring matunaw.
Mga supersaturated na solusyon- Mga solusyon na nailalarawan sa katotohanan na ang nilalaman ng natunaw na sangkap sa kanila ay mas malaki kaysa sa naaayon sa normal na solubility nito sa ilalim ng mga kondisyon.
Batas ni Henry- ang batas ayon sa kung saan, sa isang pare-pareho ang temperatura, ang solubility ng isang gas sa isang naibigay na likido ay direktang proporsyonal sa presyon ng gas na ito sa itaas ng solusyon. Ang batas ay angkop lamang para sa mga mainam na solusyon at mababang presyon.
Karaniwang isinusulat ang batas ni Henry tulad ng sumusunod:
Kung saan ang p ay ang bahagyang presyon ng gas sa itaas ng solusyon,
c ay ang konsentrasyon ng gas sa solusyon sa mga fraction ng isang nunal,
k - koepisyent ni Henry.
Extraction(mula sa Late Latin extractio - extraction), extraction, ang proseso ng paghihiwalay ng pinaghalong likido o solid substance gamit ang mga selective solvents (extractants).
Ticket No. 4. 1)Mass fraction Ito ang ratio ng masa ng solute sa kabuuang masa ng solusyon. Para sa isang binary solution
ω(x) = m(x) / (m(x) + m(s)) = m(x) / m
kung saan ang ω(x) ay ang mass fraction ng dissolved substance X
m(x) - masa ng dissolved substance X, g;
m(s) - masa ng solvent S, g;
m = m(x) + m(s) - masa ng solusyon, g.
2)aluminyo- isang elemento ng pangunahing subgroup ng ikatlong pangkat ng ikatlong yugto ng pana-panahong sistema ng mga elemento ng kemikal ng D. I. Mendeleev, na may atomic number 13.
Paghahanap sa kalikasan:
Ang natural na aluminyo ay halos binubuo ng isang solong matatag na isotope, 27Al, na may mga bakas ng 26Al, isang radioactive isotope na may kalahating buhay na 720,000 taon na ginawa sa atmospera kapag ang argon nuclei ay binomba ng mga cosmic ray proton.
Resibo:
Binubuo ito ng dissolving aluminum oxide Al2O3 sa molten cryolite Na3AlF6, na sinusundan ng electrolysis gamit ang consumable coke o graphite electrodes. Ang pamamaraang ito ng produksyon ay nangangailangan ng maraming kuryente, at samakatuwid ay naging tanyag lamang noong ika-20 siglo.
Aluminothermy- isang paraan para sa paggawa ng mga metal, non-metal (pati na rin ang mga haluang metal) sa pamamagitan ng pagbabawas ng kanilang mga oxide gamit ang metal na aluminyo.
Ticket No. 5. MGA SOLUSYON NG DI-ELECTROLYTES, binary o multicomponent mol. system, ang komposisyon nito ay maaaring patuloy na magbago (kahit sa loob ng ilang partikular na limitasyon). Hindi tulad ng mga solusyon ng electrolytes, ang mga solusyon ng nonelectrolytes (mol. solutions) ay hindi naglalaman ng mga naka-charge na particle sa anumang kapansin-pansing konsentrasyon. ang mga solusyon ng non-electrolytes ay maaaring solid, likido at gas.
Ang unang batas ni Raoult
Ang unang batas ni Raoult ay nag-uugnay sa saturated vapor pressure sa itaas ng isang solusyon sa komposisyon nito; ito ay nabuo tulad ng sumusunod:
Ang bahagyang presyon ng saturated vapor ng isang bahagi ng solusyon ay direktang proporsyonal sa fraction ng mole nito sa solusyon, na ang koepisyent ng proporsyonal ay katumbas ng saturated vapor pressure sa itaas ng purong bahagi.
Ang pangalawang batas ni Raoult
Ang katotohanan na ang presyon ng singaw sa itaas ng solusyon ay naiiba sa presyon ng singaw sa itaas ng purong solvent ay makabuluhang nakakaapekto sa mga proseso ng pagkikristal at pagkulo. Mula sa unang batas ni Raoult, dalawang kahihinatnan ang nakukuha patungkol sa pagbaba sa lamig ng yelo at pagtaas ng kumukulong punto ng mga solusyon, na sa kanilang pinagsamang anyo ay kilala bilang pangalawang batas ni Raoult.
Cryoscopy(mula sa Greek kryos - malamig at scopeo - tumingin ako) - pagsukat ng pagbaba sa punto ng pagyeyelo ng isang solusyon kumpara sa isang purong solvent.
Ang panuntunan ni Van't Hoff - Para sa bawat 10 degrees na pagtaas ng temperatura, ang rate constant ng isang homogenous na elementarya na reaksyon ay tumataas ng dalawa hanggang apat na beses
Katigasan ng tubig- isang hanay ng mga kemikal at pisikal na katangian ng tubig na nauugnay sa nilalaman ng mga dissolved salts ng alkaline earth metals, pangunahin ang calcium at magnesium.
Ticket No. 6. MGA ELECTROLYTE SOLUTION, naglalaman ng mga kapansin-pansing konsentrasyon ng mga ions-cation at anion na nabuo bilang isang resulta ng electrolytic dissociation ng mga molecule ng dissolved substance.
Malakas na electrolytes- mga kemikal na compound na ang mga molekula sa mga dilute na solusyon ay halos ganap na nahahati sa mga ion.
Mahinang electrolytes- mga compound ng kemikal, ang mga molekula nito, kahit na sa mga solusyon na may mataas na dilute, ay hindi ganap na nahihiwa-hiwalay sa mga ion na nasa dinamikong ekwilibriyo na may mga di-naghihiwalay na molekula.
Electrolytic dissociation- ang proseso ng agnas ng isang electrolyte sa mga ions kapag ito ay natunaw sa isang polar solvent o sa panahon ng pagtunaw.
Batas ng pagbabanto ni Ostwald- isang relasyon na nagpapahayag ng pag-asa ng katumbas na electrical conductivity ng isang dilute solution ng isang binary weak electrolyte sa konsentrasyon ng solusyon:
Pangkat 4 P-elemento– carbon, silicon, germanium, lata at tingga.
Ticket No. 7. 1) Electrolytic dissociation- Ito ang decomposition ng isang substance sa mga ions sa ilalim ng impluwensya ng polar solvent molecules.
pH = -lg.
Mga solusyon sa buffer– ito ay mga solusyon kapag ang mga acid o alkali ay idinagdag kung saan ang kanilang pH ay bahagyang nagbabago.
Mga anyo ng carbonic acid:
1) katamtamang mga asing-gamot (carbonates),
2) acidic (hydrocarbonates).
Carbonates at hydrocarbonates ay thermally hindi matatag:
CaCO3 = CaO + CO2^,
Ca(HCO3)2 = CaCO3v + CO2^ + H2O.
Ang sodium carbonate (soda ash) ay isa sa mga pangunahing produkto ng industriya ng kemikal. Sa may tubig na solusyon ito ay nag-hydrolyze ayon sa reaksyon
Na2СО3 > 2Nа+ + СО3-2,
CO3-2 + H+-OH- - HCO3- + OH-.
Sodium bicarbonate (baking soda) – malawakang ginagamit sa industriya ng pagkain. Dahil sa hydrolysis, ang solusyon ay mayroon ding alkaline na kapaligiran
NaHCO3 > Na+ + HCO3-,HCO3- + H-OH - H2CO3 + OH-.
Ang soda ash at baking soda ay nakikipag-ugnayan sa mga acid
Na2СО3 + 2НCl - 2NаСl + СО2^ + Н2О,
2Nа+ + СО3-2 + 2Н+ + 2Сl- - 2Nа+ + 2Сl- + СО2^ + Н2О,
CO3-2 + 2H+ - CO2^ + H2O;
NaHCO3 + CH3COON - CH3COONa + CO2^ + H2O,
Na+ + HCO3- + CH3COOH - CH3COO- + Na+ + CO2^ + H2O,
HCO3- + CH3COOH - CH3COO- + CO2^ + H2O.
Ticket No. 8. 1)_ion exchange sa mga solusyon:
Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 +H2O
2Na + CO3 + 2H + SO4 → 2Na + SO4 + CO2 + H2O
CO3 + 2H → CO2 + H2O
C gas evolution: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl
2) Mga kemikal na katangian ng Nitrogen. Ang nitrogen ay nakikipag-ugnayan lamang sa mga aktibong metal tulad ng lithium, calcium, magnesium kapag pinainit sa medyo mababang temperatura. Ang nitrogen ay tumutugon sa karamihan ng iba pang mga elemento sa mataas na temperatura at sa pagkakaroon ng mga katalista. Ang mga compound ng nitrogen na may oxygen N2O, NO, N2O3, NO2 at N2O5 ay pinag-aralan nang mabuti.
Mga pisikal na katangian ng Nitrogen. Ang nitrogen ay bahagyang mas magaan kaysa sa hangin; density 1.2506 kg/m3 (sa 0°C at 101325 n/m2 o 760 mm Hg), natutunaw na punto -209.86°C, kumukulo -195.8°C. Ang nitrogen ay natutunaw nang may kahirapan: ang kritikal na temperatura nito ay medyo mababa (-147.1 ° C) at ang kritikal na presyon nito ay mataas na 3.39 Mn/m2 (34.6 kgf/cm2); Ang density ng likidong nitrogen ay 808 kg/m3. Ang nitrogen ay hindi gaanong natutunaw sa tubig kaysa sa oxygen: sa 0°C 23.3 g ng Nitrogen ay natutunaw sa 1 m3 ng H2O. Ang nitrogen ay natutunaw sa ilang hydrocarbon na mas mahusay kaysa sa tubig.
Ticket No. 9. Hydrolysis (mula sa Greek hydro - tubig, lysis - agnas) nangangahulugang ang pagkabulok ng isang sangkap sa pamamagitan ng tubig. Ang hydrolysis ng asin ay ang mababalik na reaksyon ng asin sa tubig, na humahantong sa pagbuo ng isang mahinang electrolyte.
Ang tubig, bagaman sa maliit na lawak, ay naghihiwalay:
H 2 O H + + OH – .
Sodium chloride H2O H+ + OH–,
Na+ + Cl– + H2O Na+ + Cl– + H+ + OH–,
NaCl + H2O (walang reaksyon) Neutral
Sodium carbonate + HOH + OH–,
2Na+ + + H2O + OH–,
Na2CO3 + H2O NaHCО3 + NaOH Alkaline
Aluminum chloride Al3+ + HOH AlOH2+ + H+,
Al3+ + 3Cl– + H2O AlОH2+ + 2Cl– + H+ + Cl–,
AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl Acid
Depende sa rate ng isang kemikal na reaksyon sa temperatura.
Bilis ng mga heterogenous na reaksyon.
Sa mga heterogenous system, nagaganap ang mga reaksyon sa interface. Sa kasong ito, ang konsentrasyon ng solid phase ay nananatiling halos pare-pareho at hindi nakakaapekto sa rate ng reaksyon. Ang rate ng isang heterogenous na reaksyon ay nakasalalay lamang sa konsentrasyon ng sangkap sa likido o gas na bahagi. Samakatuwid, ang mga konsentrasyon ng mga solid ay hindi ipinahiwatig sa kinetic equation; ang kanilang mga halaga ay kasama sa mga halaga ng mga constants. Halimbawa, para sa isang heterogenous na reaksyon
maaaring isulat ang kinetic equation
HALIMBAWA 4. Ang kinetic order ng reaksyon sa pagitan ng chromium at aluminum ay 1. Isulat ang chemical at kinetic equation ng reaksyon.
Ang reaksyon sa pagitan ng aluminyo at murang luntian ay magkakaiba, ang kinetic equation ay maaaring isulat
HALIMBAWA 5. Kinetic equation ng reaksyon
parang
Tukuyin ang dimensyon ng rate constant at kalkulahin ang rate ng silver dissolution sa isang bahagyang presyon ng oxygen Pa at isang potassium cyanide concentration na 0.055 mol/l.
Ang dimensyon ng pare-pareho ay tinutukoy mula sa kinetic equation na ibinigay sa pahayag ng problema:
Ang pagpapalit ng data ng problema sa kinetic equation, nakita namin ang rate ng paglusaw ng pilak:
HALIMBAWA 6. Kinetic equation ng reaksyon
parang
Paano magbabago ang rate ng reaksyon kung ang konsentrasyon ng mercuric chloride (M) ay hinati, at ang konsentrasyon ng oxalate – ions upang doblehin?
Matapos baguhin ang konsentrasyon ng mga panimulang sangkap, ang rate ng reaksyon ay ipinahayag ng kinetic equation
Paghahambing at, nakita namin na ang rate ng reaksyon ay tumaas ng 2 beses.
Habang tumataas ang temperatura, kapansin-pansing tumataas ang bilis ng isang reaksiyong kemikal.
Ang quantitative dependence ng reaction rate sa temperatura ay tinutukoy ng Van't Hoff rule.
Upang makilala ang dependence ng rate ng isang kemikal na reaksyon (rate constant) sa temperatura, ang temperatura coefficient ng reaction rate (), na tinatawag ding Van't Hoff coefficient, ay ginagamit. Ang koepisyent ng temperatura ng rate ng reaksyon ay nagpapakita kung gaano karaming beses tataas ang rate ng reaksyon sa pagtaas ng temperatura ng mga reactant ng 10 degrees.
Sa matematika, ang pag-asa ng rate ng reaksyon sa temperatura ay ipinahayag ng kaugnayan
saan – temperatura koepisyent ng bilis;
– T;
T;
–– pare-pareho ang rate ng reaksyon sa temperatura T+ 10;
–– rate ng reaksyon sa temperatura T+ 10.
Para sa mga kalkulasyon, mas maginhawang gamitin ang mga equation
pati na rin ang mga logarithmic form ng mga equation na ito
Ang pagtaas ng rate ng reaksyon sa pagtaas ng temperatura ay nagpapaliwanag teorya ng activation. Ayon sa teoryang ito, kapag ang mga particle ng tumutugon na mga sangkap ay nagbanggaan, dapat nilang pagtagumpayan ang mga puwersang salungat, pahinain o basagin ang mga lumang bono ng kemikal at bumuo ng mga bago. Dapat silang gumastos ng isang tiyak na enerhiya para dito, i.e. malampasan ang ilang uri ng hadlang sa enerhiya. Ang isang particle na may labis na enerhiya na sapat upang malampasan ang energy barrier ay tinatawag aktibong mga particle.
Sa ilalim ng normal na mga kondisyon, kakaunti ang mga aktibong particle sa system, at ang reaksyon ay nagpapatuloy sa mas mabagal na bilis. Ngunit ang mga hindi aktibong particle ay maaaring maging aktibo kung bibigyan mo sila ng karagdagang enerhiya. Ang isang paraan upang maisaaktibo ang mga particle ay sa pamamagitan ng pagtaas ng temperatura. Habang tumataas ang temperatura, tumataas nang husto ang bilang ng mga aktibong particle sa system at tumataas ang rate ng reaksyon.