Ovisnost brzine o temperaturi. Ovisnost brzine kemijske reakcije o temperaturi. van't Hoffovo pravilo. Temperaturni koeficijent brzine reakcije. Energija aktivacije, entropija aktivacije reakcije. Arrheniusova jednačina Utjecaj promjene pritiska na str

At Kako temperatura raste, brzina većine kemijskih reakcija se značajno povećava, a za homogene reakcije, kada se zagrijavaju na svakih deset stupnjeva, brzina reakcije se povećava 2-4 puta.

Ukupan broj čestica u sistemu (N) jednak je površini ispod krive. Ukupan broj čestica sa energijom većom od Ea jednak je zasjenjenoj površini.

Sa slike 2 može se vidjeti da se povećanjem temperature distribucija energije čestica mijenja tako da se povećava udio čestica sa većom energijom. Dakle, važan koncept za hemijsku reakciju je energija aktivacije.

Energija aktivacije je energija koju čestice moraju imati da bi njihova interakcija dovela do kemijske reakcije. Energija aktivacije je izražena u kJ/mol. Za reakcije koje se odvijaju značajnom brzinom, energija aktivacije ne prelazi 50 kJ/mol (za reakcije jonske izmjene Ea » 0); ako je Ea > 100 kJ/mol, tada je brzina reakcije nemjerljivo niska.

S. Arrhenius je 1889. dao jednačinu za ovisnost konstante brzine kemijske reakcije od temperature:

k = Ae - Ea/RT

gdje, A - preekspopotencijalni faktor, u zavisnosti od prirode reagujućih supstanci;

R- gasna konstanta = 8,314 J/(mol? K);

Ea- aktivaciona energija.

Iz Arrheniusove jednadžbe slijedi da što je veća energija aktivacije, to je više potrebno povećati temperaturu da bi se održala potrebna brzina reakcije.

Na slici 3 prikazana je zavisnost promene potencijalne energije reakcionog sistema od putanje reakcije. Iz gornje slike se može vidjeti da se za egzotermnu reakciju (koja se događa oslobađanjem topline), gubitak aktivnih molekula nadoknađuje energijom koja se oslobađa tijekom reakcije. U slučaju endotermne reakcije, toplina je potrebna za održavanje potrebne brzine reakcije.


Egzotermna reakcija	Endotermna reakcija

Slika 10.3 Energetski dijagram hemijske reakcije

A - reaktanti, C - proizvodi.

2.4 Utjecaj stranih tvari

Strane tvari, ovisno o utjecaju koji imaju, mogu ubrzati reakcije - katalizatori ili ih usporiti - inhibitori.

Katalizatori- to su tvari koje ubrzavaju kemijske reakcije, ali ostaju nepromijenjene nakon reakcije.

Inhibitori - to su supstance koje usporavaju reakcije.U praksi je ponekad potrebno usporiti reakcije (korozija metala i sl.) to se postiže uvođenjem inhibitora u reakcioni sistem. Na primjer, natrijev nitrit, kalijev kromat i dikromat smanjuju stopu korozije metala.

Promoteri- tvari koje povećavaju aktivnost katalizatora. U ovom slučaju, sami promotori možda nemaju katalitička svojstva.

Katalitički otrovi- strane nečistoće u reakcijskoj smjesi, koje dovode do djelomičnog ili potpunog gubitka aktivnosti katalizatora. Dakle, tragovi arsena i fosfora uzrokuju brz gubitak aktivnosti V 2 O 5 katalizatora tokom kontaktne metode za proizvodnju H 2 SO 4 .

3. Hemijska ravnoteža

U kemijskim reakcijama početne tvari se ne pretvaraju uvijek u potpunosti u produkte reakcije. To se događa zato što se produkti reakcije akumuliraju, mogu se stvoriti uslovi za pojavu obrnute reakcije. Većina hemijskih reakcija je reverzibilna.

Kao primjer, analizirajmo reverzibilnu reakciju sinteze amonijaka iz dušika i vodika, što je izuzetno važno za industriju:

direktna reakcija -2N 2 + 3H 2 →2NH 3 ,

obrnuta reakcija - 2NH 3 →N 2 + 3H 2,

reverzibilna reakcija - 2N 2 + 3H 2« 2NH 3.

Prednja i reverzna reakcija su odvojene reakcije sa odgovarajućim kinetičkim jednačinama, faktorima prije izlaganja, energijama aktivacije itd.

Važna kvantitativna karakteristika reverzibilnih reakcija je konstanta ravnoteže, koja se određuje kada sistem dostigne hemijsku ravnotežu – stanje u kojem su brzine napredne i reverzne reakcije jednake. Primjeri primjene zakona masovnog djelovanja (LMA).

Izvedemo konstantu ravnoteže na primjeru reakcije sinteze amonijaka.

Kinetička jednadžba naprijed reakcije

N 2 +3H 2 →2NH 3

ima oblik Vpr = Kpr 3.

Kinetička jednadžba obrnute reakcije

2NH 3 →N 2 + 3H 2

ima oblik Vobr = Cobr 2.

U stanju hemijske ravnoteže, Vpr = Vbr.

Zamjenom izraza za brzine direktne i reverzne reakcije u uslov hemijske ravnoteže dobijamo sljedeću jednakost Kpr 3 = Cobr 2.

Nakon transformacije dobijamo

4. Le Chatelierov princip

Ako je sistem u stanju hemijske ravnoteže podložan bilo kakvom spoljašnjem uticaju, onda će se ravnoteža kao rezultat procesa koji se dešavaju u sistemu pomeriti na način da će se efekat smanjiti.

4.1 Utjecaj promjene koncentracija na ravnotežu

Kada se koncentracija bilo koje od tvari koje sudjeluju u reakciji poveća, ravnoteža se pomiče prema potrošnji ove tvari, a kada se smanji, prema stvaranju ove tvari.

Primjer 1. Ako je u ravnotežnom sistemu

2N 2 + 3H 2« 2NH 3

dodati N 2 ili H 2 , zatim, u skladu sa Le Chatelierovim principom, da bi se smanjile koncentracije ovih supstanci, ravnoteža bi se trebala pomjeriti udesno, prinos NH 3 će se povećati. Kako se koncentracija NH 3 povećava, ravnoteža će se shodno tome pomjeriti ulijevo.

4.2 Utjecaj promjena pritiska na ravnotežu

Pritisak u zatvorenom reakcionom sistemu određen je prisustvom gasovitih materija u njemu: što ih je više, to je veći pritisak. Stoga će promjena vanjskog tlaka utjecati na ravnotežu samo u slučajevima kada su uključene plinovite tvari, a njihova količina u naprijed i obrnutoj reakciji je različita.

Ako se pritisak poveća u sistemu koji je u stanju hemijske ravnoteže, tada će se pretežno desiti reakcija, usled koje se smanjuje količina gasovitih materija; kada se tlak smanji, prvenstveno se javlja reakcija, zbog čega se povećava količina plinovitih proizvoda.

Primjer 1. Da li je moguće povećati prinos proizvoda u reakciji promjenom pritiska? CO 2 (g) + H 2 (g)« CO(g) + H 2 O (g).

Rješenje: Reakciona smjesa uključuje plinovite reagense, ali se njihova količina u reakciji ne mijenja: od jednog mola CO 2 (g) i jednog mola H2 (g), jedan mol CO (g) i H 2 O (g) su dobijeno. Iz tog razloga, promjene tlaka ne utječu na stanje ravnoteže.

Primjer 2. Kako će se ravnotežne koncentracije reaktanata mijenjati s povećanjem pritiska u sistemu? N 2 + 3H 2 « 2NH 3 ?

Iz jednadžbe reakcije jasno je da se od 4 mola plina početnih proizvoda formiraju 2 mola plina produkta reakcije. Dakle, s povećanjem tlaka, ravnoteža će se pomaknuti od naprijed reakcije, jer to dovodi do smanjenja tlaka.

4.3 Utjecaj promjena temperature na hemijsku ravnotežu

Većina kemijskih reakcija odvija se oslobađanjem ili apsorpcijom topline. U prvom slučaju temperatura smjese se povećava, u drugom se smanjuje.

Ako se reakciona smjesa u stanju kemijske ravnoteže zagrije, tada bi, u skladu s Le Chatelierovim principom, trebala nastupiti pretežno reakcija, uslijed koje će se apsorbirati toplina, tj. endotermna reakcija; Kada se smjesa ohladi, prije svega bi trebala nastupiti reakcija uslijed koje će se osloboditi toplina, tj. endotermna reakcija.

Ako se temperatura poveća u sistemu u stanju hemijske ravnoteže, tada se ravnoteža pomera ka endotermnoj reakciji, a kada se temperatura smanjuje, ka egzotermnoj reakciji.

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

Reakcija je egzotermna, dakle, kako temperatura raste, ravnoteža se pomiče ulijevo, a kako se temperatura smanjuje, pomiče se udesno.

Iz ovoga slijedi da se temperatura mora sniziti da bi se povećao prinos amonijaka. U praksi održavaju temperaturu od 500 0C, jer na nižoj temperaturi brzina direktne reakcije naglo opada.

Hemijska ravnoteža je po prirodi dinamička: prednje i obrnute reakcije se ne zaustavljaju u ravnoteži.

Konstanta ravnoteže zavisi od temperature i prirode reaktanata. Što je veća konstanta ravnoteže, to se ravnoteža više pomera prema stvaranju direktnih produkta reakcije

Le Chatelierov princip je univerzalan, jer je primjenjiv ne samo na čisto hemijske procese, već i na fizičko-hemijske pojave, kao što su kristalizacija, otapanje, ključanje i fazne transformacije u čvrstim materijama.

Ovisnost brzine reakcije od temperature približno je određena empirijskim Van't Hoffovim pravilom: Sa svakih 10 stepeni promene temperature, brzina većine reakcija se menja 2-4 puta.

Matematički, van't Hoffovo pravilo se izražava na sljedeći način:

gdje su v(T2) i v(T1) brzine reakcije, respektivno, na temperaturama T2 i T1 (T2> T1);

γ-temperaturni koeficijent brzine reakcije.

Vrijednost γ za endotermnu reakciju je veća nego za egzotermnu. Za mnoge reakcije, γ leži u rasponu od 2-4.

Fizičko značenje vrijednosti γ je da pokazuje koliko se puta mijenja brzina reakcije s promjenom temperature za svakih 10 stepeni.

Pošto su brzina reakcije i konstanta brzine hemijske reakcije direktno proporcionalne, izraz (3.6) se često piše u sledećem obliku:

(3.7)

gdje su k(T2), k(T1) konstante brzine reakcije

na temperaturama T2 i T1;

γ je temperaturni koeficijent brzine reakcije.

Primjer 8. Za koliko stepeni treba povećati temperaturu da bi se brzina reakcije povećala za 27 puta? Reakcioni temperaturni koeficijent je 3.

Rješenje. Koristimo izraz (3.6):

Dobijamo: 27 = , = 3, DT = 30.

Odgovor: 30 stepeni.

Brzina reakcije i vrijeme tokom kojeg se ona odvija obrnuto su proporcionalni: što je veći v, to je više

manje od t. Matematički se to izražava relacijom

Primjer 9. Na temperaturi od 293 K, reakcija se odvija za 2 minute. Koliko će dugo trajati ova reakcija na temperaturi od 273 K ako je γ = 2.

Rješenje. Iz jednačine (3.8) slijedi:

Koristimo jednačinu (3.6), pošto Dobijamo:

min.

Odgovor: 8 min.

Van't Hoffovo pravilo je primjenjivo na ograničen broj kemijskih reakcija. Utjecaj temperature na brzinu procesa se često određuje pomoću Arrheniusove jednadžbe.

Arrheniusova jednadžba . Godine 1889. švedski naučnik S. Arre-1ius je na osnovu eksperimenata izveo jednačinu koja je nazvana po njemu

gdje je k konstanta brzine reakcije;

k0 - predeksponencijalni faktor;

e je baza prirodnog logaritma;

Ea je konstanta koja se zove energija aktivacije, određena prirodom reagensa:

R je univerzalna plinska konstanta jednaka 8,314 J/mol×K.

Vrijednosti Ea za kemijske reakcije kreću se od 4 do 400 kJ/mol.

Mnoge reakcije karakterizira određena energetska barijera. Za njeno prevazilaženje neophodna je energija aktivacije – nešto viška energije (u poređenju sa štetnom energijom molekula na datoj temperaturi), koju molekuli moraju imati da bi njihov sudar bio efikasan, odnosno doveo do stvaranja novog supstance. Kako temperatura raste, broj aktivnih molekula se brzo povećava, što dovodi do naglog povećanja brzine reakcije.

Općenito, ako se temperatura reakcije promijeni od T1 do T2, jednadžba (3.9) nakon logaritma ima oblik:

. (3.10)

Ova jednadžba vam omogućava da izračunate energiju aktivacije reakcije kako se temperatura mijenja od T1 do T2.

Brzina hemijskih reakcija se povećava u prisustvu katalizatora. Učinak katalizatora je da sa reagensima stvara nestabilne intermedijarne spojeve (aktivirane komplekse), čija razgradnja dovodi do stvaranja produkta reakcije. U tom slučaju energija aktivacije se smanjuje, a molekuli čija energija nije bila dovoljna da izvedu reakciju u odsustvu katalizatora postaju aktivni. Kao rezultat, ukupan broj aktivnih molekula raste i brzina reakcije se povećava.

Promjena brzine reakcije u prisustvu katalizatora izražava se sljedećom jednačinom:

, (3.11)

gdje su vcat, i Ea(cat) brzina i energija aktivacije kemijske reakcije u prisustvu katalizatora;

v i Ea su brzina i energija aktivacije hemijske reakcije bez katalizatora.

Primjer 10. Energija aktivacije određene reakcije u odsustvu katalizatora je 75,24 kJ/mol, sa katalizatorom - 50,14 kJ/mol. Koliko puta se povećava brzina reakcije u prisustvu katalizatora ako se reakcija odvija na temperaturi od 298 K? Rješenje. Koristimo jednačinu (3.11). Zamjena podataka u jednačinu

Ticket#2

1) GLAVNE KLASE NEORGANSKIH JEDINJENJA: Baze, oksidi, kiseline, soli.

2) Be – berilijum.

Hemijska svojstva: berilij je relativno malo reaktivan na sobnoj temperaturi. U svom kompaktnom obliku, ne reagira s vodom i parom čak ni na temperaturama crvene topline i ne oksidira se zrakom do 600 °C. Kada se zapali, berilijev prah gori jakim plamenom, stvarajući oksid i nitrid. Halogeni reagiraju s berilijumom na temperaturama iznad 600 °C, a halkogeni zahtijevaju još više temperature.

Fizička svojstva: Berilijum je relativno tvrd, ali krhak srebrno-bijeli metal. Ima visok modul elastičnosti - 300 GPa (za čelik - 200-210 GPa). Na zraku je aktivno prekriven postojanim oksidnim filmom

Magnezijum (Mg). Fizička svojstva: Magnezijum je srebrno-beli metal sa heksagonalnom rešetkom, prostorne grupe P 63/mmc, parametara rešetke a = 0,32029 nm, c = 0,52000 nm, Z = 2. U normalnim uslovima, površina magnezijuma je prekrivena trajnim zaštitnim filmom magnezijum oksida MgO, koji se uništava kada se zagrije na zraku do približno 600 °C, nakon čega metal gori zasljepljujućim bijelim plamenom da nastane magnezijev oksid i nitrid Mg3N2.

Hemijska svojstva: Mješavina magnezijuma u prahu sa kalijum permanganatom KMnO4 - eksploziv

Vrući magnezijum reaguje sa vodom:

Mg (razgr.) + H2O = MgO + H2;

Alkalije ne utiču na magnezijum; lako se otapa u kiselinama, oslobađajući vodonik:

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2;

Kada se zagrije na zraku, magnezij gori i formira oksid; mala količina nitrida također se može formirati s dušikom:

2Mg + O2 = 2MgO;

3Mg + N2 = Mg3N2

Ulaznica br. 3. Rastvorljivost- sposobnost supstance da formira homogene sisteme sa drugim supstancama - rastvori u kojima se supstanca nalazi u obliku pojedinačnih atoma, jona, molekula ili čestica.

Zasićeni rastvor- otopina u kojoj je otopljena supstanca pod datim uvjetima dostigla svoju maksimalnu koncentraciju i više se ne otapa. Talog ove supstance je u ravnoteži sa supstancom u rastvoru.

Nezasićeni rastvor- otopina u kojoj je koncentracija otopljene tvari manja nego u zasićenoj otopini i u kojoj se pod datim uvjetima može otopiti nešto više od nje.

Prezasićene otopine- otopine koje karakteriše činjenica da je sadržaj otopljene supstance u njima veći od onog koji odgovara njenoj normalnoj rastvorljivosti u datim uslovima.

Henrijev zakon- zakon prema kojem je, pri konstantnoj temperaturi, rastvorljivost gasa u datoj tečnosti direktno proporcionalna pritisku ovog gasa iznad rastvora. Zakon je pogodan samo za idealna rješenja i niske pritiske.

Henryjev zakon se obično piše na sljedeći način:

gdje je p parcijalni tlak plina iznad otopine,

c je koncentracija plina u otopini u frakcijama mola,

k - Henrijev koeficijent.

Ekstrakcija(od kasnolat. extractio - ekstrakcija), ekstrakcija, proces odvajanja mješavine tekućih ili čvrstih supstanci pomoću selektivnih rastvarača (ekstraktanata).

Ulaznica br. 4. 1)Maseni udio Ovo je omjer mase otopljene tvari i ukupne mase otopine. Za binarno rješenje

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

gdje je ω(x) maseni udio otopljene supstance X

m(x) - masa rastvorene supstance X, g;

m(s) - masa rastvarača S, g;

m = m(x) + m(s) - masa rastvora, g.

2)Aluminijum- element glavne podgrupe treće grupe trećeg perioda periodnog sistema hemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva, sa atomskim brojem 13.

Pronalaženje u prirodi:

Prirodni aluminijum se gotovo u potpunosti sastoji od jednog stabilnog izotopa, 27Al, sa tragovima 26Al, radioaktivnog izotopa sa poluživotom od 720.000 godina koji nastaje u atmosferi kada su jezgra argona bombardovana protonima kosmičkih zraka.

Potvrda:

Sastoji se od rastvaranja aluminijum oksida Al2O3 u rastopljenom kriolitu Na3AlF6, nakon čega slijedi elektroliza korištenjem potrošnih koksnih ili grafitnih elektroda. Ovaj način proizvodnje zahtijeva puno električne energije, pa je postao popularan tek u 20. stoljeću.

Aluminotermija- metoda za proizvodnju metala, nemetala (kao i legura) redukcijom njihovih oksida metalnim aluminijumom.

Ulaznica br. 5. RASTVORENJA NEELEKTROLITA, binarni ili višekomponentni mol. sistema, čiji se sastav može kontinuirano mijenjati (barem u određenim granicama). Za razliku od otopina elektrolita, otopine neelektrolita (mol. otopine) ne sadrže nabijene čestice u bilo kojoj primjetnoj koncentraciji. rastvori neelektrolita mogu biti čvrsti, tečni i gasoviti.

Raoultov prvi zakon

Raoultov prvi zakon povezuje pritisak zasićene pare iznad rastvora sa njegovim sastavom; formuliran je na sljedeći način:

Parcijalni pritisak zasićene pare komponente rastvora je direktno proporcionalan njenom molskom udjelu u rastvoru, pri čemu je koeficijent proporcionalnosti jednak pritisku zasićene pare iznad čiste komponente.

Raoultov drugi zakon

Činjenica da je pritisak pare iznad rastvora različit od pritiska pare iznad čistog rastvarača značajno utiče na procese kristalizacije i ključanja. Iz Raoultovog prvog zakona izvedene su dvije posljedice koje se odnose na smanjenje tačke smrzavanja i povećanje tačke ključanja rastvora, koje su u svom kombinovanom obliku poznate kao Raoultov drugi zakon.

Krioskopija(od grčkog kryos - hladno i scopeo - gledam) - mjerenje smanjenja tačke smrzavanja otopine u odnosu na čisto otapalo.

Van't Hoffovo pravilo - Za svakih 10 stepeni povećanja temperature, konstanta brzine homogene elementarne reakcije povećava se dva do četiri puta

Tvrdoća vode- skup hemijskih i fizičkih svojstava vode povezanih sa sadržajem rastvorenih soli zemnoalkalnih metala, uglavnom kalcijuma i magnezijuma.

Ulaznica br. 6. RASTVORE ELEKTROLITA, sadrže primjetne koncentracije jona-katjona i aniona nastalih kao rezultat elektrolitičke disocijacije molekula otopljene tvari.

Jaki elektroliti- hemijski spojevi čiji su molekuli u razrijeđenim otopinama gotovo potpuno disocirani na ione.

Slabi elektroliti- hemijski spojevi čiji molekuli, čak ni u jako razrijeđenim otopinama, nisu potpuno disocirani na ione koji su u dinamičkoj ravnoteži s nedisociranim molekulima.

Elektrolitička disocijacija- proces razgradnje elektrolita na jone kada se rastvori u polarnom rastvaraču ili tokom topljenja.

Ostwaldov zakon razblaženja- odnos koji izražava ovisnost ekvivalentne električne provodljivosti razrijeđene otopine binarnog slabog elektrolita o koncentraciji otopine:

Grupa 4 P-elementi– ugljenik, silicijum, germanijum, kalaj i olovo.

Ulaznica br. 7. 1) Elektrolitička disocijacija- Ovo je razlaganje supstance na jone pod uticajem polarnih molekula rastvarača.

pH = -lg.

Puferska rješenja– to su otopine kada se dodaju kiseline ili lužine kojima se njihov pH blago mijenja.

Ugljena kiselina se formira:

1) srednje soli (karbonati),

2) kiseli (hidrokarbonati).

Karbonati i hidrokarbonati su termički nestabilni:

CaCO3 = CaO + CO2^,

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

Natrijum karbonat (natrijum karbonat) je jedan od glavnih proizvoda hemijske industrije. U vodenom rastvoru hidrolizira prema reakciji

Na2SO3 > 2Na+ + SO3-2,

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

Natrijum bikarbonat (soda bikarbona) – široko se koristi u prehrambenoj industriji. Zbog hidrolize, rastvor takođe ima alkalno okruženje

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

Soda pepeo i soda bikarbona su u interakciji sa kiselinama

Na2SO3 + 2NCl - 2NaSl + SO2^ + N2O,

2Na+ + SO3-2 + 2N+ + 2Sl- - 2Na+ + 2Sl- + SO2^ + N2O,

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

NaHCO3 + CH3COON - CH3COONa + CO2^ + H2O,

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

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

Ulaznica br. 8. 1)_jonska izmjena u otopinama:

Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 +H2O

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

CO3 + 2H → CO2 + H2O

Evolucija plina C: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl

2) Hemijska svojstva dušika. Dušik stupa u interakciju samo s takvim aktivnim metalima kao što su litij, kalcij, magnezij kada se zagrije na relativno niske temperature. Azot reaguje sa većinom drugih elemenata na visokim temperaturama iu prisustvu katalizatora. Jedinjenja azota sa kiseonikom N2O, NO, N2O3, NO2 i N2O5 su dobro proučavana.

Fizička svojstva dušika. Azot je nešto lakši od vazduha; gustina 1,2506 kg/m3 (na 0°C i 101325 n/m2 ili 760 mm Hg), tačka topljenja -209,86°C, tačka ključanja -195,8°C. Azot se teško ukapljuje: njegova kritična temperatura je prilično niska (-147,1 °C), a kritični pritisak je visok 3,39 Mn/m2 (34,6 kgf/cm2); Gustina tečnog azota je 808 kg/m3. Azot je manje rastvorljiv u vodi od kiseonika: na 0°C 23,3 g azota se rastvara u 1 m3 H2O. Azot je rastvorljiv u nekim ugljovodonicima bolje nego u vodi.

Ulaznica br. 9. Hidroliza (od grčkog hidro - voda, liza - razlaganje) znači razlaganje tvari vodom. Hidroliza soli je reverzibilna reakcija soli s vodom koja dovodi do stvaranja slabog elektrolita.

Voda, iako u maloj mjeri, disocira:

H 2 O H + + OH – .

natrijum hlorid H2O H+ + OH–,

Na+ + Cl– + H2O Na+ + Cl– + H+ + OH–,

NaCl + H2O (bez reakcije) Neutralno

natrijum karbonat + HOH + OH–,

2Na+ + + H2O + OH–,

Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH Alkalna

Aluminijum hlorid Al3+ + HOH AlOH2+ + H+,

Al3+ + 3Cl– + H2O AlOH2+ + 2Cl– + H+ + Cl–,

AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl kiselina

Ovisnost brzine kemijske reakcije o temperaturi.

Brzina heterogenih reakcija.

U heterogenim sistemima, reakcije se dešavaju na interfejsu. U ovom slučaju, koncentracija čvrste faze ostaje gotovo konstantna i ne utječe na brzinu reakcije. Brzina heterogene reakcije ovisit će samo o koncentraciji tvari u tekućoj ili plinovitoj fazi. Stoga koncentracije čvrstih tvari nisu naznačene u kinetičkoj jednadžbi, njihove vrijednosti su uključene u vrijednosti konstanti. Na primjer, za heterogenu reakciju

kinetička jednačina se može napisati

PRIMJER 4. Kinetički red reakcije između hroma i aluminijuma je 1. Napišite hemijsku i kinetičku jednačinu reakcije.

Reakcija između aluminijuma i hlora je heterogena, može se napisati kinetička jednačina

PRIMJER 5. Kinetička jednadžba reakcije

izgleda kao

Odredite dimenziju konstante brzine i izračunajte brzinu rastvaranja srebra pri parcijalnom pritisku kiseonika Pa i koncentraciji kalijum cijanida od 0,055 mol/l.

Dimenzija konstante je određena iz kinetičke jednadžbe date u izjavi problema:

Zamjenom podataka o problemu u kinetičku jednačinu, nalazimo brzinu rastvaranja srebra:

PRIMJER 6. Kinetička jednačina reakcije

izgleda kao

Kako će se promijeniti brzina reakcije ako se koncentracija živinog klorida (M) prepolovi, a koncentracija oksalata – joni da se udvostruče?

Nakon promjene koncentracije polaznih tvari, brzina reakcije se izražava kinetičkom jednadžbom

Uspoređujući i, nalazimo da se brzina reakcije povećala za 2 puta.

Kako temperatura raste, brzina hemijske reakcije se značajno povećava.

Kvantitativna ovisnost brzine reakcije o temperaturi određena je Van't Hoffovim pravilom.

Za karakterizaciju ovisnosti brzine kemijske reakcije (konstante brzine) o temperaturi, koristi se temperaturni koeficijent brzine reakcije (), koji se također naziva Van't Hoffov koeficijent. Temperaturni koeficijent brzine reakcije pokazuje koliko će se puta brzina reakcije povećati sa povećanjem temperature reaktanata za 10 stepeni.

Matematički, zavisnost brzine reakcije od temperature izražava se relacijom

Gdje – temperaturni koeficijent brzine;

– T;

–– konstanta brzine reakcije na temperaturi T+ 10;

–– brzina reakcije na temperaturi T+ 10.

Za proračune je pogodnije koristiti jednačine

kao i logaritamske forme ovih jednačina

Povećanje brzine reakcije sa povećanjem temperature objašnjava teorija aktivacije. Prema ovoj teoriji, kada se čestice reagujućih supstanci sudare, one moraju savladati odbojne sile, oslabiti ili prekinuti stare hemijske veze i formirati nove. Za to moraju utrošiti određenu energiju, tj. savladati neku vrstu energetske barijere. Zove se čestica koja ima višak energije dovoljan da savlada energetsku barijeru aktivne čestice.

U normalnim uslovima, u sistemu ima malo aktivnih čestica, a reakcija se odvija sporije. Ali neaktivne čestice mogu postati aktivne ako im date dodatnu energiju. Jedan od načina da se aktiviraju čestice je povećanje temperature. Kako temperatura raste, broj aktivnih čestica u sistemu naglo raste i brzina reakcije raste.

Zakon djelovanja mase uspostavlja odnos između masa supstanci koje reaguju u hemijskim reakcijama u ravnoteži. Zakon masovne akcije formulisan je 1864-1867. K. Guldberg i P. Waage. Prema ovom zakonu, brzina kojom tvari međusobno reagiraju ovisi o njihovoj koncentraciji. Zakon djelovanja mase koristi se u različitim proračunima kemijskih procesa. Omogućuje rješavanje pitanja u kojem smjeru je moguć spontani tok razmatrane reakcije pri datom omjeru koncentracija reagujućih supstanci, kakav se prinos željenog proizvoda može dobiti.

Pitanje 18. Van't Hoffovo pravilo.

Van't Hoffovo pravilo je empirijsko pravilo koje omogućava, kao prvu aproksimaciju, procjenu utjecaja temperature na brzinu kemijske reakcije u malom temperaturnom rasponu (obično od 0 °C do 100 °C). Van't Hoff je, na osnovu mnogih eksperimenata, formulirao sljedeće pravilo: Sa svakih 10 stepeni povećanja temperature, konstanta brzine homogene elementarne reakcije povećava se dva do četiri puta. Jednačina koja opisuje ovo pravilo je:

V = V0 * Y(T2 − T1) / 10

gdje je V brzina reakcije na datoj temperaturi (T2), V0 je brzina reakcije na temperaturi T1, Y je temperaturni koeficijent reakcije (ako je, na primjer, jednak 2, tada će se brzina reakcije povećati 2 puta kada se temperatura poveća za 10 stepeni).

Treba imati na umu da Van't Hoffovo pravilo ima ograničen opseg primjenjivosti. Mnoge reakcije mu se ne povinuju, na primjer, reakcije koje se odvijaju na visokim temperaturama, vrlo brze i vrlo spore reakcije. Van't Hoffovo pravilo se također ne primjenjuje na reakcije koje uključuju glomazne molekule, kao što su proteini u biološkim sistemima. Temperaturnu zavisnost brzine reakcije tačnije opisuje Arrheniusova jednačina.

V = V0 * Y(T2 − T1) / 10

Pitanje 19. Energija aktivacije.

Energija aktivacije u hemiji i biologiji, minimalna količina energije koja se mora dostaviti sistemu (u hemiji izražena u džulima po molu) da bi se reakcija odigrala. Termin je uveo Svante August Arrhenius 1889. Tipična oznaka za energiju reakcije je Ea.

Energija aktivacije u fizici je minimalna količina energije koju elektroni donorske nečistoće moraju primiti da bi ušli u provodni pojas.

U hemijskom modelu poznatom kao Teorija aktivnih sudara (TAC), postoje tri uslova neophodna da bi se reakcija odigrala:

Molekuli se moraju sudarati. Ovo je važan uslov, ali nije dovoljan, jer sudar ne mora nužno izazvati reakciju.

Molekuli moraju imati potrebnu energiju (aktivacionu energiju). Tokom hemijske reakcije, molekuli u interakciji moraju proći kroz srednje stanje, koje može imati veću energiju. To jest, molekuli moraju savladati energetsku barijeru; ako se to ne dogodi, reakcija neće početi.

Molekuli moraju biti pravilno orijentisani jedan prema drugom.

Na niskoj (za određenu reakciju) temperaturi, većina molekula ima energiju manju od energije aktivacije i nije u stanju da savlada energetsku barijeru. Međutim, u tvari će uvijek postojati pojedinačni molekuli čija je energija znatno veća od prosjeka. Čak i pri niskim temperaturama, većina reakcija se nastavlja. Povećanje temperature omogućava vam da povećate udio molekula s dovoljno energije za prevladavanje energetske barijere. Ovo povećava brzinu reakcije.

Matematički opis

Arrheniusova jednačina uspostavlja odnos između energije aktivacije i brzine reakcije:

k je konstanta brzine reakcije, A je faktor frekvencije za reakciju, R je univerzalna plinska konstanta, T je temperatura u kelvinima.

Kako temperatura raste, povećava se vjerovatnoća prevladavanja energetske barijere. Opšte pravilo: povećanje temperature za 10K udvostručuje brzinu reakcije

Prijelazno stanje

Odnos između energije aktivacije (Ea) i entalpije (entropije) reakcije (ΔH) u prisustvu i odsustvu katalizatora. Najviša tačka energije predstavlja energetsku barijeru. U prisustvu katalizatora, potrebno je manje energije za pokretanje reakcije.

Prijelazno stanje je stanje sistema u kojem su uništenje i stvaranje veze uravnoteženi. Sistem je u prelaznom stanju kratko vreme (10-15 s). Energija koja se mora potrošiti da se sistem dovede u prelazno stanje naziva se energija aktivacije. U višestepenim reakcijama koje uključuju nekoliko prelaznih stanja, energija aktivacije odgovara najvišoj energetskoj vrijednosti. Nakon što prevladaju prijelazno stanje, molekuli se ponovo raspršuju uz uništavanje starih veza i stvaranje novih ili s transformacijom izvornih veza. Obje opcije su moguće, jer se javljaju s oslobađanjem energije (ovo je jasno vidljivo na slici, budući da su oba položaja energetski niža od energije aktivacije). Postoje tvari koje mogu smanjiti energiju aktivacije za datu reakciju. Takve supstance se nazivaju katalizatori. Biolozi takve supstance nazivaju enzimima. Zanimljivo je da katalizatori na taj način ubrzavaju reakciju, a da sami u njoj ne učestvuju.