Sürətin temperaturdan asılılığı. Kimyəvi reaksiyanın sürətinin temperaturdan asılılığı. Vannt Hoff qaydası. Reaksiya sürətinin temperatur əmsalı. Aktivləşmə enerjisi, reaksiyanın aktivləşmə entropiyası. Arrhenius tənliyi Təzyiq dəyişikliklərinin p-yə təsiri
At Temperatur artdıqca kimyəvi reaksiyaların əksəriyyətinin sürəti əhəmiyyətli dərəcədə artır və homojen reaksiyalar üçün hər on dərəcə qızdırıldıqda reaksiya sürəti 2-4 dəfə artır.
Sistemdəki hissəciklərin ümumi sayı (N) əyrinin altındakı sahəyə bərabərdir. Enerjisi Ea-dan böyük olan hissəciklərin ümumi sayı kölgəli sahəyə bərabərdir.
Şəkil 2-dən görünür ki, temperatur artdıqca zərrəciklərin enerji paylanması elə dəyişir ki, daha yüksək enerjiyə malik hissəciklərin nisbəti artır. Beləliklə, kimyəvi reaksiya üçün vacib bir anlayış aktivləşmə enerjisidir.
Aktivləşdirmə enerjisi hissəciklərin qarşılıqlı təsirinin kimyəvi reaksiyaya səbəb olması üçün malik olmaları lazım olan enerjidir. Aktivləşdirmə enerjisi kJ/mol ilə ifadə edilir. Gözə çarpan sürətlə baş verən reaksiyalar üçün aktivləşmə enerjisi 50 kJ/mol-dan çox deyil (ion mübadiləsi reaksiyaları üçün Ea » 0); Ea > 100 kJ/mol olarsa, reaksiya sürəti ölçüyəgəlməz dərəcədə aşağıdır.
1889-cu ildə S.Arrhenius kimyəvi reaksiyanın sürət sabitinin temperaturdan asılılığının tənliyini verdi:
k = Ae - Ea/RT
harada, A - reaksiyaya girən maddələrin xarakterindən asılı olaraq preekspopotensial amil;
R- qaz daimi = 8,314 J/(mol? K);
e- aktivləşdirmə enerjisi.
Arrhenius tənliyindən belə çıxır ki, aktivləşmə enerjisi nə qədər yüksək olarsa, tələb olunan reaksiya sürətini saxlamaq üçün temperaturu bir o qədər artırmaq lazımdır.
Şəkil 3-də reaksiya verən sistemin potensial enerjisinin dəyişməsinin reaksiya yolundan asılılığı göstərilir. Yuxarıdakı şəkildən görünə bilər ki, ekzotermik reaksiya üçün (istiliyin ayrılması ilə baş verir) aktiv molekulların itkisi reaksiya zamanı ayrılan enerji ilə doldurulur. Endotermik reaksiya zamanı tələb olunan reaksiya sürətini saxlamaq üçün istilik lazımdır.
| Ekzotermik reaksiya | Endotermik reaksiya |
Şəkil 10.3 Kimyəvi reaksiyanın enerji diaqramı
A - reaktivlər, C - məhsullar.
2.4 Xarici maddələrin təsiri
Yad maddələr, təsirindən asılı olaraq, reaksiyaları sürətləndirə bilər - katalizatorlar və ya onları yavaşlatan inhibitorlar.
Katalizatorlar- bunlar kimyəvi reaksiyaları sürətləndirən, lakin reaksiyadan sonra dəyişməz qalan maddələrdir.
İnhibitorlar - bunlar reaksiyaları ləngidən maddələrdir.Praktikada bəzən reaksiyaları yavaşlatmaq lazımdır (metalların korroziyası və s.) buna reaksiya sisteminə inhibitorların daxil edilməsi ilə nail olunur. Məsələn, natrium nitrit, kalium xromat və dikromat metalların korroziya sürətini azaldır.
Promouterlər- katalizatorun aktivliyini artıran maddələr. Bu halda promotorların özləri katalitik xüsusiyyətlərə malik olmaya bilərlər.
Katalitik zəhərlər- katalizator aktivliyinin qismən və ya tam itirilməsinə səbəb olan reaksiya qarışığında xarici çirklər. Beləliklə, arsen və fosforun izləri H 2 SO 4 hasil etmək üçün əlaqə üsulu zamanı V 2 O 5 katalizatoru tərəfindən sürətli aktivliyin itirilməsinə səbəb olur.
3. Kimyəvi tarazlıq
Kimyəvi reaksiyalarda başlanğıc maddələr həmişə tamamilə reaksiya məhsullarına çevrilmir. Bu, reaksiya məhsulları toplandıqca əks reaksiyanın baş verməsi üçün şərait yaradıla biləcəyi üçün baş verir. Əksər kimyəvi reaksiyalar geri çevrilir.
Nümunə olaraq, sənaye üçün son dərəcə vacib olan azot və hidrogendən ammonyak sintezinin geri dönən reaksiyasını təhlil edək:
birbaşa reaksiya -2N 2 + 3H 2 →2NH 3 ,
əks reaksiya - 2NH 3 →N 2 + 3H 2,
geri dönən reaksiya - 2N 2 + 3H 2« 2NH 3.
İrəli və əks reaksiyalar, müvafiq kinetik tənlikləri, məruz qalmadan əvvəlki amillər, aktivləşmə enerjiləri və s. ilə ayrı reaksiyalardır.
Geri dönən reaksiyaların mühüm kəmiyyət xarakteristikası sistem kimyəvi tarazlığa çatdıqda təyin olunan tarazlıq sabitidir - irəli və əks reaksiyaların sürətlərinin bərabər olduğu bir vəziyyət. Kütləvi hərəkət qanununun (LMA) tətbiqi nümunələri.
Ammonyak sintez reaksiyasından istifadə edərək tarazlıq sabitini çıxaraq.
İrəli reaksiyanın kinetik tənliyi
N 2 +3H 2 →2NH 3
Vpr = Kpr 3 formasına malikdir.
Əks reaksiyanın kinetik tənliyi
2NH 3 →N 2 + 3H 2
Vobr = Cobr 2 formasına malikdir.
Kimyəvi tarazlıq vəziyyətində Vpr = Vbr.
Kimyəvi tarazlıq vəziyyətində birbaşa və əks reaksiyaların sürətləri üçün ifadələri əvəz edərək, aşağıdakı Kpr 3 = Cobr 2 bərabərliyini əldə edirik.
Transformasiyadan sonra alırıq
.
4. Le Chatelier prinsipi
Əgər kimyəvi tarazlıq vəziyyətində olan sistem hər hansı xarici təsirə məruz qalırsa, o zaman sistemdə baş verən proseslər nəticəsində tarazlıq elə dəyişəcək ki, təsir azalacaq.
4.1 Dəyişən konsentrasiyaların tarazlığa təsiri
Reaksiyada iştirak edən maddələrdən hər hansı birinin konsentrasiyası artdıqda, tarazlıq bu maddənin istehlakına doğru, azaldıqda isə bu maddənin əmələ gəlməsinə doğru dəyişir.
Misal 1. Əgər tarazlıq sistemindədirsə
2N 2 + 3H 2« 2NH 3
N 2 və ya H 2 əlavə edin, sonra Le Chatelier prinsipinə uyğun olaraq, bu maddələrin konsentrasiyalarını azaltmaq üçün tarazlıq sağa sürüşməlidir, NH 3 məhsuldarlığı artacaqdır. NH 3 konsentrasiyası artdıqca, tarazlıq müvafiq olaraq sola sürüşəcək.
4.2 Təzyiq dəyişikliklərinin tarazlığa təsiri
Qapalı reaksiya sistemindəki təzyiq, tərkibində qaz halında olan maddələrin olması ilə müəyyən edilir: onlar nə qədər çox olarsa, təzyiq də bir o qədər çox olar. Buna görə də, xarici təzyiqin dəyişməsi yalnız qaz halında olan maddələrin iştirak etdiyi və irəli və əks reaksiyalarda onların miqdarı fərqli olduğu hallarda tarazlığa təsir edəcəkdir.
Kimyəvi tarazlıq vəziyyətində olan bir sistemdə təzyiq artarsa, o zaman reaksiya əsasən baş verəcək, bunun nəticəsində qaz halında olan maddələrin miqdarı azalacaq; təzyiq azaldıqda, üstünlük verilən bir reaksiya meydana gəlir, nəticədə qazlı məhsulların miqdarı artır.
Misal 1. Təzyiqi dəyişdirməklə reaksiyada məhsulların məhsuldarlığını artırmaq mümkündürmü? CO 2 (q) + H 2 (g)« CO(g) + H 2 O(g).
Həll: Reaksiya qarışığına qaz reagentləri daxildir, lakin onların reaksiyadakı miqdarı dəyişmir: bir mol CO 2 (g) və bir mol H2 (g) -dən bir mol CO (g) və H 2 O (g) olur. əldə edilmişdir. Bu səbəbdən təzyiqin dəyişməsi tarazlıq vəziyyətinə təsir göstərmir.
Misal 2. Sistemdə artan təzyiqlə reaktivlərin tarazlıq konsentrasiyaları necə dəyişəcək? N 2 + 3H 2 « 2NH 3 ?
Reaksiya tənliyindən aydın olur ki, ilkin məhsulların 4 mol qazından 2 mol reaksiya məhsullarının qazı əmələ gəlir. Beləliklə, təzyiqin artması ilə tarazlıq irəli reaksiyadan dəyişəcək, çünki bu, təzyiqin azalmasına səbəb olur.
4.3 Temperatur dəyişikliklərinin kimyəvi tarazlığa təsiri
Əksər kimyəvi reaksiyalar istiliyin buraxılması və ya udulması ilə baş verir. Birinci halda qarışığın temperaturu yüksəlir, ikincisində isə azalır.
Kimyəvi tarazlıq vəziyyətində olan reaksiya qarışığı qızdırılırsa, Le Chatelier prinsipinə uyğun olaraq, əsasən bir reaksiya baş verməlidir, bunun nəticəsində istilik udulacaqdır, yəni. endotermik reaksiya; Qarışıq soyuduqda, əsasən bir reaksiya baş verməlidir, bunun nəticəsində istilik buraxılacaq, yəni. endotermik reaksiya.
Kimyəvi tarazlıq vəziyyətində olan sistemdə temperatur artırılarsa, tarazlıq endotermik reaksiyaya, temperatur azaldıqda isə ekzotermik reaksiyaya doğru dəyişir.
Misal: 2N 2 + 3H 2« 2NH3,H0 = - 92 kJ
Reaksiya ekzotermikdir, buna görə də temperatur artdıqca tarazlıq sola, temperatur azaldıqca isə sağa keçir.
Buradan belə çıxır ki, ammonyak məhsuldarlığını artırmaq üçün temperaturu aşağı salmaq lazımdır. Praktikada onlar 500 0C temperatur saxlayırlar, çünki aşağı temperaturda birbaşa reaksiyanın sürəti kəskin şəkildə azalır.
Kimyəvi tarazlıq təbiətdə dinamikdir: irəli və tərs reaksiyalar tarazlıqda dayanmır.
Tarazlıq sabiti temperaturdan və reaktivlərin təbiətindən asılıdır. Tarazlıq sabiti nə qədər böyük olarsa, tarazlıq bir o qədər birbaşa reaksiya məhsullarının əmələ gəlməsinə doğru sürüşür.
Le Chatelier prinsipi universaldır, çünki o, təkcə sırf kimyəvi proseslərə deyil, həm də bərk cisimlərdə kristallaşma, həll olunma, qaynama və faza çevrilmələri kimi fiziki-kimyəvi hadisələrə də şamil edilir.
Reaksiya sürətinin temperaturdan asılılığı təxminən Van't Hoff empirik qaydası ilə müəyyən edilir: Temperaturun hər 10 dərəcə dəyişməsi ilə əksər reaksiyaların sürəti 2-4 dəfə dəyişir.
Riyazi olaraq Vant Hoff qaydası aşağıdakı kimi ifadə edilir:
burada v(T2) və v(T1) T2 və T1 temperaturlarında müvafiq olaraq reaksiya sürətləridir (T2> T1);
γ-reaksiya sürətinin temperatur əmsalı.
Endotermik reaksiya üçün γ dəyəri ekzotermik reaksiyadan daha yüksəkdir. Bir çox reaksiyalar üçün γ 2-4 aralığında yerləşir.
γ dəyərinin fiziki mənası ondan ibarətdir ki, o, hər 10 dərəcə temperaturun dəyişməsi ilə reaksiya sürətinin neçə dəfə dəyişdiyini göstərir.
Kimyəvi reaksiyanın sürəti və sürət sabiti düz mütənasib olduğundan (3.6) ifadəsi çox vaxt aşağıdakı formada yazılır:
(3.7)
burada k(T2), k(T1) müvafiq olaraq reaksiya sürətinin sabitləridir
T2 və T1 temperaturlarında;
γ reaksiya sürətinin temperatur əmsalıdır.
Misal 8. Reaksiya sürətini 27 dəfə artırmaq üçün temperaturu neçə dərəcə artırmaq lazımdır? Reaksiya temperatur əmsalı 3-dür.
Həll. (3.6) ifadəsindən istifadə edirik:
Alırıq: 27 = , = 3, DT = 30.
Cavab: 30 dərəcə.
Reaksiya sürəti və onun baş verdiyi vaxt tərs mütənasibdir: v nə qədər böyükdürsə, bir o qədər çox olur.
t-dən azdır. Riyazi olaraq bu əlaqə ilə ifadə olunur
Misal 9. 293 K temperaturda reaksiya 2 dəqiqə davam edir. γ = 2 olarsa, 273 K temperaturda bu reaksiya nə qədər vaxt aparacaq.
Həll. (3.8) tənliyindən belə çıxır:
.
(3.6) tənliyindən istifadə edirik, çünki 
Biz əldə edirik:
min.
Cavab: 8 dəq.
Vant Hoff qaydası məhdud sayda kimyəvi reaksiyalara şamil edilir. Temperaturun proseslərin sürətinə təsiri çox vaxt Arrhenius tənliyi ilə müəyyən edilir.
Arrhenius tənliyi . 1889-cu ildə isveçli alim S. Arre-1ius təcrübələrə əsaslanaraq onun adını daşıyan tənlik əldə etdi.
burada k reaksiya sürətinin sabitidir;
k0 - preeksponensial faktor;
e natural loqarifmin əsasıdır;
Ea aktivləşmə enerjisi adlanan sabitdir və reagentlərin təbiəti ilə müəyyən edilir:
R 8,314 J/mol×K-a bərabər olan universal qaz sabitidir.
Kimyəvi reaksiyalar üçün Ea dəyərləri 4 ilə 400 kJ/mol arasında dəyişir.
Bir çox reaksiyalar müəyyən bir enerji maneəsi ilə xarakterizə olunur. Bunun öhdəsindən gəlmək üçün aktivləşmə enerjisi lazımdır - bəzi artıq enerji (müəyyən bir temperaturda molekulların zərərli enerjisi ilə müqayisədə), molekulların toqquşmasının effektiv olması, yəni yeni bir enerjinin meydana gəlməsinə səbəb olması üçün olmalıdır. maddə. Temperatur yüksəldikcə aktiv molekulların sayı sürətlə artır, bu da reaksiya sürətinin kəskin artmasına səbəb olur.
Ümumiyyətlə, reaksiya temperaturu T1-dən T2-yə dəyişirsə, loqarifmdan sonra (3.9) tənliyi aşağıdakı formanı alır:
. (3.10)
Bu tənlik temperaturun T1-dən T2-yə dəyişməsi ilə reaksiyanın aktivləşmə enerjisini hesablamağa imkan verir.
Kimyəvi reaksiyaların sürəti katalizatorun iştirakı ilə artır. Katalizatorun təsiri ondan ibarətdir ki, o, reagentlərlə qeyri-sabit aralıq birləşmələr (aktivləşdirilmiş komplekslər) əmələ gətirir, onların parçalanması reaksiya məhsullarının əmələ gəlməsinə səbəb olur. Bu zaman aktivləşmə enerjisi azalır və enerjisi katalizator olmadıqda reaksiyanı həyata keçirmək üçün kifayət etməyən molekullar aktivləşir. Nəticədə aktiv molekulların ümumi sayı artır və reaksiya sürəti artır.
Katalizatorun iştirakı ilə reaksiya sürətinin dəyişməsi aşağıdakı tənliklə ifadə edilir:
, (3.11)
burada vcat və Ea(cat) katalizatorun iştirakı ilə kimyəvi reaksiyanın sürəti və aktivləşmə enerjisidir;
v və Ea katalizatorsuz kimyəvi reaksiyanın sürəti və aktivləşmə enerjisidir.
Misal 10. Katalizator olmadıqda müəyyən reaksiyanın aktivləşmə enerjisi 75,24 kJ/mol, katalizatorda isə 50,14 kJ/mol təşkil edir. Reaksiya 298 K temperaturda baş verərsə, katalizatorun iştirakı ilə reaksiya sürəti neçə dəfə artır? Həll. (3.11) tənliyindən istifadə edək. Verilənlərin tənliyə əvəz edilməsi
Bilet №2
1) QEYRİQANİK BİRLİKLƏRİN ƏSAS SİNFLƏRİ: Əsaslar, oksidlər, turşular, duzlar.
2) Be - berilyum.
Kimyəvi xassələri: berillium otaq temperaturunda nisbətən az reaktivdir. Kompakt formada o, hətta qırmızı istilik temperaturunda su və buxarla reaksiya vermir və 600 °C-ə qədər hava ilə oksidləşmir. Alovlananda berilyum tozu parlaq alovla yanır, oksid və nitrid əmələ gətirir. Halojenlər 600 °C-dən yuxarı temperaturda berillium ilə reaksiya verir və xalkogenlər daha yüksək temperatur tələb edir.
Fiziki xüsusiyyətlər: Berillium nisbətən sərt, lakin kövrək gümüşü-ağ metaldır. Yüksək elastiklik moduluna malikdir - 300 GPa (poladlar üçün - 200-210 GPa). Havada aktiv olaraq davamlı oksid filmi ilə örtülür
Maqnezium (Mg). Fiziki xüsusiyyətlər: Maqnezium gümüşü ağ metaldır, altıbucaqlı qəfəsli, kosmik qrupu P 63/mmc, qəfəs parametrləri a = 0,32029 nm, c = 0,52000 nm, Z = 2. Normal şəraitdə maqneziumun səthi davamlı qoruyucu filmlə örtülür. maqnezium oksidi MgO , havada təxminən 600 ° C-ə qədər qızdırıldıqda məhv edilir, bundan sonra metal maqnezium oksidi və nitridi Mg3N2 əmələ gətirmək üçün göz qamaşdıran ağ alovla yanır.
Kimyəvi xassələri: Toz maqneziumun kalium permanganat KMnO4 ilə qarışığı - partlayıcıdır
İsti maqnezium su ilə reaksiya verir:
Mg (dec.) + H2O = MgO + H2;
Qələvilər maqneziuma təsir etmir, turşularda asanlıqla həll olunur, hidrogeni buraxır:
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2;
Havada qızdırıldıqda, maqnezium oksid əmələ gətirmək üçün yanır; azotla az miqdarda nitrid də yarana bilər:
2Mg + O2 = 2MgO;
3Mg + N2 = Mg3N2
Bilet № 3. Həlledicilik- maddənin digər maddələrlə homogen sistemlər yaratmaq qabiliyyəti - maddənin ayrı-ayrı atomlar, ionlar, molekullar və ya hissəciklər şəklində olduğu məhlullar.
Doymuş həll- verilmiş şəraitdə məhlulun maksimum konsentrasiyasına çatdığı və artıq həll olunmadığı məhlul. Bu maddənin çöküntüsü məhluldakı maddə ilə tarazlıqdadır.
Doymamış məhlul- həll olunmuş maddənin konsentrasiyasının doymuş məhluldan daha az olduğu və verilmiş şəraitdə ondan bir qədər çoxunun həll oluna biləcəyi məhlul.
Həddindən artıq doymuş həllər- onlarda həll olunmuş maddənin miqdarının verilmiş şəraitdə onun normal həll olunma qabiliyyətinə uyğun olması ilə xarakterizə olunan məhlullar.
Henri qanunu- sabit bir temperaturda qazın müəyyən bir mayedə həll olma qabiliyyəti bu qazın məhluldan yuxarı təzyiqi ilə düz mütənasib olan qanun. Qanun yalnız ideal həllər və aşağı təzyiqlər üçün uyğundur.
Henri qanunu adətən aşağıdakı kimi yazılır:
Burada p məhlulun üstündəki qazın qismən təzyiqidir,
c - mol fraksiyalarında məhluldakı qaz konsentrasiyası,
k - Henri əmsalı.
Çıxarma(Geçmiş Latın dilindən extractio - çıxarma), ekstraksiya, seçici həlledicilərdən (ekstraktorlardan) istifadə edərək maye və ya bərk maddələrin qarışığının ayrılması prosesi.
Bilet № 4. 1)Kütləvi pay Bu, məhlulun kütləsinin məhlulun ümumi kütləsinə nisbətidir. İkili həll üçün
ω(x) = m(x) / (m(x) + m(s)) = m(x) / m
burada ω(x) həll olunmuş X maddənin kütlə payıdır
m(x) - həll olunmuş X maddənin kütləsi, g;
m(s) - həlledicinin kütləsi S, g;
m = m(x) + m(s) - məhlulun kütləsi, g.
2)Alüminium- atom nömrəsi 13 olan D. I. Mendeleyevin kimyəvi elementlərinin dövri sisteminin üçüncü dövrünün üçüncü qrupunun əsas alt qrupunun elementi.
Təbiətdə tapmaq:
Təbii alüminium demək olar ki, tamamilə tək sabit izotopdan, 27Al izotopundan ibarətdir, izləri 26Al, arqon nüvələri kosmik şüa protonları tərəfindən bombalandıqda atmosferdə əmələ gələn yarımparçalanma müddəti 720.000 il olan radioaktiv izotopdur.
Qəbz:
O, alüminium oksidi Al2O3-ün ərimiş kriolit Na3AlF6-da həll edilməsindən, ardınca istehlak edilə bilən koks və ya qrafit elektrodlarından istifadə edərək elektrolizdən ibarətdir. Bu istehsal üsulu çoxlu elektrik enerjisi tələb edir və buna görə də yalnız 20-ci əsrdə populyarlaşdı.
Alüminotermiya- metalların, qeyri-metalların (eləcə də ərintilərin) oksidlərini metal alüminiumla reduksiya etməklə əldə etmək üsulu.
Bilet № 5. QEYRİ elektrolitlərin məhlulları, ikili və ya çoxkomponentli mol. tərkibi davamlı olaraq dəyişə bilən sistemlər (ən azı müəyyən hüdudlarda). Elektrolit məhlullarından fərqli olaraq, qeyri-elektrolitlərin məhlulları (mol. məhlullar) heç bir nəzərə çarpan konsentrasiyada yüklü hissəcikləri ehtiva etmir. qeyri-elektrolitlərin məhlulları bərk, maye və qaz halında ola bilər.
Raulun birinci qanunu
Raulun birinci qanunu məhlulun üzərindəki doymuş buxar təzyiqini onun tərkibi ilə əlaqələndirir; aşağıdakı kimi tərtib edilir:
Məhlul komponentinin doymuş buxarının qismən təzyiqi onun məhluldakı mol hissəsi ilə düz mütənasibdir, mütənasiblik əmsalı təmiz komponentin üstündəki doymuş buxar təzyiqinə bərabərdir.
Raulun ikinci qanunu
Məhlulun üstündəki buxar təzyiqinin təmiz həlledici üzərindəki buxar təzyiqindən fərqli olması kristallaşma və qaynama proseslərinə əhəmiyyətli dərəcədə təsir göstərir. Raulun birinci qanunundan məhlulların donma temperaturunun azalması və qaynama temperaturunun artması ilə bağlı iki nəticə çıxarılır ki, bu da birləşmiş formada Raulun ikinci qanunu kimi tanınır.
Krioskopiya(yunan dilindən kryos - soyuq və scopeo - baxıram) - təmiz həlledici ilə müqayisədə məhlulun donma temperaturunun azalmasının ölçülməsi.
Vant Hoff qaydası - Temperaturun hər 10 dərəcə artması üçün homojen elementar reaksiyanın sürət sabiti iki-dörd dəfə artır.
Suyun sərtliyi- qələvi torpaq metallarının, əsasən kalsium və maqneziumun həll olunmuş duzlarının tərkibi ilə əlaqəli suyun kimyəvi və fiziki xassələrinin məcmusu.
Bilet № 6. elektrolit məhlulları, həll edilmiş maddənin molekullarının elektrolitik dissosiasiyası nəticəsində əmələ gələn ion-kationların və anionların nəzərəçarpacaq konsentrasiyalarını ehtiva edir.
Güclü elektrolitlər- sulandırılmış məhlullardakı molekulları demək olar ki, tamamilə ionlara ayrılan kimyəvi birləşmələr.
Zəif elektrolitlər- kimyəvi birləşmələr, hətta yüksək seyreltilmiş məhlullarda belə molekulları tamamilə dissosiasiya olunmamış molekullarla dinamik tarazlıqda olan ionlara bölünmür.
Elektrolitik dissosiasiya- elektrolitin qütb həlledicidə və ya ərimə zamanı həll edildiyi zaman onun ionlara parçalanması prosesi.
Ostvaldın seyreltmə qanunu- ikili zəif elektrolitin seyreltilmiş məhlulunun ekvivalent elektrik keçiriciliyinin məhlulun konsentrasiyasından asılılığını ifadə edən əlaqə:
4-cü qrup P elementləri– karbon, silikon, germanium, qalay və qurğuşun.
Bilet № 7. 1) Elektrolitik dissosiasiya- Bu, qütb həlledici molekulların təsiri altında maddənin ionlara parçalanmasıdır.
pH = -lg.
Bufer həlləri– bunlar turşular və ya qələvilər əlavə edildikdə pH-ı bir qədər dəyişən məhlullardır.
Karbon turşusu əmələ gəlir:
1) orta duzlar (karbonatlar),
2) turşu (hidrokarbonatlar).
Karbonatlar və hidrokarbonatlar istilik cəhətdən qeyri-sabitdirlər:
CaCO3 = CaO + CO2^,
Ca(HCO3)2 = CaCO3v + CO2^ + H2O.
Natrium karbonat (soda külü) kimya sənayesinin əsas məhsullarından biridir. Sulu məhlulda reaksiyaya uyğun olaraq hidroliz olur
Na2СО3 > 2Na+ + СО3-2,
CO3-2 + H+-OH- - HCO3- + OH-.
Natrium bikarbonat (çörək soda) - qida sənayesində geniş istifadə olunur. Hidroliz sayəsində məhlulda qələvi mühit də olur
NaHCO3 > Na+ + HCO3-,HCO3- + H-OH - H2CO3 + OH-.
Soda külü və çörək soda turşuları ilə qarşılıqlı təsir göstərir
Na2СО3 + 2НCl - 2NaСl + СО2^ + Н2О,
2Na+ + СО3-2 + 2Н+ + 2Сl- - 2Na+ + 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.
Bilet № 8. 1) məhlullarda ion mübadiləsi:
Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 +H2O
2Na + CO3 + 2H + SO4 → 2Na + SO4 + CO2 + H2O
CO3 + 2H → CO2 + H2O
C qazının ayrılması: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl
2) Azotun kimyəvi xassələri. Nisbətən aşağı temperaturlara qədər qızdırıldıqda azot yalnız litium, kalsium, maqnezium kimi aktiv metallarla qarşılıqlı əlaqədə olur. Azot digər elementlərin əksəriyyəti ilə yüksək temperaturda və katalizatorların iştirakı ilə reaksiya verir. Oksigenlə azot birləşmələri N2O, NO, N2O3, NO2 və N2O5 yaxşı tədqiq edilmişdir.
Azotun fiziki xassələri. Azot havadan bir qədər yüngüldür; sıxlığı 1,2506 kq/m3 (0°C və 101325 n/m2 və ya 760 mm Hg), ərimə temperaturu -209,86°C, qaynama temperaturu -195,8°C. Azot çətinliklə mayeləşir: onun kritik temperaturu kifayət qədər aşağıdır (-147,1 ° C) və kritik təzyiqi yüksəkdir 3,39 Mn/m2 (34,6 kqf/sm2); Maye azotun sıxlığı 808 kq/m3 təşkil edir. Azot suda oksigendən daha az həll olur: 0°C-də 23,3 q Azot 1 m3 H2O-da həll olur. Azot bəzi karbohidrogenlərdə sudan daha yaxşı həll olunur.
Bilet № 9. Hidroliz (yunancadan hidro - su, lizis - parçalanma) maddənin su ilə parçalanması deməkdir. Duz hidrolizi zəif elektrolitin əmələ gəlməsinə səbəb olan duzun su ilə tərs reaksiyasıdır.
Su, az miqdarda olsa da, dissosiasiya edir:
H 2 O H + + OH – .
Natrium xlorid H2O H+ + OH–,
Na+ + Cl– + H2O Na+ + Cl– + H+ + OH–,
NaCl + H2O (reaksiya yoxdur) Neytral
Natrium karbonat + HOH + OH–,
2Na+ + + H2O + OH–,
Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH Qələvi
Alüminium xlorid Al3+ + HOH AlOH2+ + H+,
Al3+ + 3Cl– + H2O AlОH2+ + 2Cl– + H+ + Cl–,
AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl Turşusu
Kimyəvi reaksiyanın sürətinin temperaturdan asılılığı.
Heterojen reaksiyaların sürəti.
Heterojen sistemlərdə reaksiyalar interfeysdə baş verir. Bu halda bərk fazanın konsentrasiyası demək olar ki, sabit qalır və reaksiya sürətinə təsir etmir. Heterojen reaksiyanın sürəti yalnız maye və ya qaz fazasındakı maddənin konsentrasiyasından asılı olacaq. Buna görə də, bərk maddələrin konsentrasiyası kinetik tənlikdə göstərilmir, onların dəyərləri sabitlərin qiymətlərinə daxil edilir. Məsələn, heterojen reaksiya üçün
kinetik tənliyi yazmaq olar
NÜMUNƏ 4. Xromla alüminium arasındakı reaksiyanın kinetik qaydası 1-dir. Reaksiyanın kimyəvi və kinetik tənliklərini yazın.
Alüminium və xlor arasındakı reaksiya heterojendir, kinetik tənlik yazıla bilər
NÜMUNƏ 5. Reaksiyanın kinetik tənliyi
oxşayır
Sürət sabitinin ölçüsünü təyin edin və oksigen Pa-nın qismən təzyiqi və 0,055 mol/l kalium siyanidin konsentrasiyası zamanı gümüşün həll olunma sürətini hesablayın.
Sabitin ölçüsü məsələnin ifadəsində verilmiş kinetik tənlikdən müəyyən edilir:
Problem məlumatlarını kinetik tənliyə əvəz edərək, gümüşün ərimə sürətini tapırıq:
NÜMUNƏ 6. Reaksiyanın kinetik tənliyi
oxşayır
Civə xloridinin (M) konsentrasiyası və oksalatın konsentrasiyası iki dəfə azalarsa, reaksiya sürəti necə dəyişəcək? – ionları ikiqat?
Başlanğıc maddələrin konsentrasiyası dəyişdirildikdən sonra reaksiya sürəti kinetik tənliklə ifadə edilir
Müqayisə edərək, reaksiya sürətinin artdığını görürük 2 dəfə.
Temperatur artdıqca kimyəvi reaksiyanın sürəti nəzərəçarpacaq dərəcədə artır.
Reaksiya sürətinin temperaturdan kəmiyyət asılılığı Vant Hoff qaydası ilə müəyyən edilir.
Kimyəvi reaksiyanın sürətinin (sürət sabiti) temperaturdan asılılığını xarakterizə etmək üçün reaksiya sürətinin temperatur əmsalı (), həmçinin Vant Hoff əmsalı da adlanır. Reaksiya sürətinin temperatur əmsalı reaktivlərin temperaturunun 10 dərəcə artması ilə reaksiya sürətinin neçə dəfə artacağını göstərir.
Riyazi olaraq reaksiya sürətinin temperaturdan asılılığı əlaqə ilə ifadə edilir
Harada – sürətin temperatur əmsalı;
– T;
T;
–– temperaturda reaksiya sürəti sabitdir T+ 10;
–– temperaturda reaksiya sürəti T+ 10.
Hesablamalar üçün tənliklərdən istifadə etmək daha rahatdır
eləcə də bu tənliklərin loqarifmik formaları
Artan temperaturla reaksiya sürətinin artması izah edir aktivləşdirmə nəzəriyyəsi. Bu nəzəriyyəyə görə, reaksiya verən maddələrin zərrəcikləri toqquşduqda itələyici qüvvələrə qalib gəlməli, köhnə kimyəvi bağları zəiflətməli və ya qırmalı və yeniləri əmələ gətirməlidir. Bunun üçün müəyyən enerji sərf etməlidirlər, yəni. bir növ enerji baryerini aşmaq. Enerji maneəsini aşmaq üçün kifayət qədər artıq enerjiyə malik olan hissəcik adlanır aktiv hissəciklər.
Normal şəraitdə sistemdə aktiv hissəciklər az olur və reaksiya daha yavaş sürətlə gedir. Ancaq aktiv olmayan hissəciklər onlara əlavə enerji versəniz aktivləşə bilər. Hissəcikləri aktivləşdirməyin bir yolu temperaturu artırmaqdır. Temperatur yüksəldikcə sistemdəki aktiv hissəciklərin sayı kəskin şəkildə artır və reaksiya sürəti artır.
Kütləvi təsir qanunu tarazlıq vəziyyətində kimyəvi reaksiyalarda reaksiya verən maddələrin kütlələri arasında əlaqə qurur. Kütləvi hərəkət qanunu 1864-1867-ci illərdə tərtib edilmişdir. K. Guldberg və P. Waage. Bu qanuna görə maddələrin bir-biri ilə reaksiya vermə sürəti onların konsentrasiyasından asılıdır. Kütləvi təsir qanunundan kimyəvi proseslərin müxtəlif hesablamalarında istifadə olunur. Bu, reaksiya verən maddələrin konsentrasiyalarının müəyyən nisbətində nəzərdən keçirilən reaksiyanın kortəbii gedişinin hansı istiqamətdə mümkün olduğu, istənilən məhsulun hansı məhsulun əldə edilə biləcəyi sualını həll etməyə imkan verir.
Sual 18. Vant Hoff qaydası.
Vant Hoff qaydası, ilk təxmin olaraq, kiçik bir temperatur diapazonunda (adətən 0 °C-dən 100 °C-ə qədər) kimyəvi reaksiyanın sürətinə temperaturun təsirini qiymətləndirməyə imkan verən empirik bir qaydadır. Van't Hoff bir çox təcrübələrə əsaslanaraq aşağıdakı qaydanı tərtib etdi: Temperaturun hər 10 dərəcə artması ilə homojen elementar reaksiyanın sürət sabiti iki-dörd dəfə artır. Bu qaydanı təsvir edən tənlik belədir:
V = V0 * Y(T2 − T1) / 10
burada V verilmiş temperaturda reaksiya sürətidir (T2), V0 T1 temperaturunda reaksiya sürətidir, Y reaksiyanın temperatur əmsalıdır (məsələn, 2-yə bərabərdirsə, onda reaksiya sürəti 2 dəfə artacaq. temperatur 10 dərəcə yüksəldikdə).
Yadda saxlamaq lazımdır ki, Vant Hoff qaydasının məhdud tətbiq dairəsi var. Bir çox reaksiyalar buna tabe olmur, məsələn, yüksək temperaturda baş verən reaksiyalar, çox sürətli və çox yavaş reaksiyalar. Vant Hoffun qaydası bioloji sistemlərdəki zülallar kimi böyük molekulların iştirak etdiyi reaksiyalara da şamil edilmir. Reaksiya sürətinin temperaturdan asılılığı Arrhenius tənliyi ilə daha düzgün təsvir edilmişdir.
V = V0 * Y(T2 − T1) / 10
Sual 19. Aktivləşdirmə enerjisi.
Aktivləşdirmə enerjisi kimya və biologiyada reaksiyanın baş verməsi üçün sistemə verilməli olan minimum enerji miqdarı (kimyada hər mol üçün joul ilə ifadə edilir). Termin 1889-cu ildə Svante August Arrhenius tərəfindən təqdim edilmişdir. Reaksiya enerjisi üçün tipik təyinat Ea-dır.
Fizikada aktivləşmə enerjisi donor çirkinin elektronlarının keçiricilik zolağına daxil olmaq üçün qəbul etməli olduğu minimum enerji miqdarıdır.
Aktiv toqquşmalar nəzəriyyəsi (TAC) kimi tanınan kimyəvi modeldə reaksiyanın baş verməsi üçün üç şərt lazımdır:
Molekullar toqquşmalıdır. Bu vacib şərtdir, lakin kifayət deyil, çünki toqquşma mütləq reaksiyaya səbəb olmur.
Molekullar lazımi enerjiyə (aktivləşmə enerjisi) malik olmalıdırlar. Kimyəvi reaksiya zamanı qarşılıqlı təsir göstərən molekullar daha çox enerjiyə malik ola biləcək aralıq vəziyyətdən keçməlidir. Yəni molekullar bir enerji maneəsini aşmalıdır; bu baş verməsə, reaksiya başlamayacaq.
Molekullar bir-birinə nisbətən düzgün istiqamətləndirilməlidir.
Aşağı (müəyyən reaksiya üçün) temperaturda əksər molekullar aktivləşmə enerjisindən daha az enerjiyə malikdir və enerji baryerini aşa bilmir. Bununla belə, bir maddədə həmişə enerjisi orta səviyyədən əhəmiyyətli dərəcədə yüksək olan fərdi molekullar olacaqdır. Hətta aşağı temperaturda belə reaksiyaların çoxu baş verməyə davam edir. Temperaturun artırılması enerji maneəsini aradan qaldırmaq üçün kifayət qədər enerjiyə malik molekulların nisbətini artırmağa imkan verir. Bu reaksiya sürətini artırır.
Riyazi təsvir
Arrhenius tənliyi aktivləşmə enerjisi ilə reaksiya sürəti arasında əlaqə qurur:
k - reaksiya sürətinin sabiti, A - reaksiyanın tezliyi, R - universal qaz sabiti, T - kelvinlə temperatur.
Temperatur yüksəldikcə enerji baryerini aşmaq ehtimalı artır. Ümumi qayda: temperaturun 10K artması reaksiya sürətini iki dəfə artırır
Keçid vəziyyəti
Katalizatorun varlığı və yoxluğu zamanı reaksiyanın aktivləşmə enerjisi (Ea) ilə entalpiyası (entropiyası) (ΔH) arasındakı əlaqə. Enerjinin ən yüksək nöqtəsi enerji maneəsini təmsil edir. Katalizatorun iştirakı ilə reaksiyaya başlamaq üçün daha az enerji tələb olunur.
Keçid vəziyyəti, əlaqənin məhv edilməsi və yaradılmasının tarazlaşdırıldığı bir sistemin vəziyyətidir. Sistem qısa müddət ərzində (10-15 s) keçid vəziyyətindədir. Sistemi keçid vəziyyətinə gətirmək üçün sərf edilməli olan enerjiyə aktivləşmə enerjisi deyilir. Bir neçə keçid vəziyyətini əhatə edən çoxaddımlı reaksiyalarda aktivləşmə enerjisi ən yüksək enerji dəyərinə uyğun gəlir. Keçid vəziyyətini aradan qaldırdıqdan sonra molekullar köhnə bağların məhv edilməsi və yenilərinin əmələ gəlməsi və ya ilkin bağların çevrilməsi ilə yenidən səpələnirlər. Hər iki variant da mümkündür, çünki onlar enerjinin sərbəst buraxılması ilə baş verir (bu, şəkildə aydın görünür, çünki hər iki mövqe aktivləşdirmə enerjisindən enerji baxımından aşağıdır). Müəyyən bir reaksiya üçün aktivləşmə enerjisini azalda bilən maddələr var. Belə maddələr katalizatorlar adlanır. Bioloqlar belə maddələri fermentlər adlandırırlar. Maraqlıdır ki, katalizatorlar bununla özləri iştirak etmədən reaksiyanı sürətləndirirlər.
Yüklənir...