وابستگی سرعت به دما وابستگی سرعت یک واکنش شیمیایی به دما. قانون وانت هاف ضریب دمایی سرعت واکنش. انرژی فعال سازی، آنتروپی فعال شدن یک واکنش. معادله آرنیوس اثر تغییرات فشار بر p

در با افزایش دما، سرعت اکثر واکنش های شیمیایی به طور قابل توجهی افزایش می یابد و برای واکنش های همگن، هنگامی که برای هر ده درجه گرم می شود، سرعت واکنش 2-4 برابر افزایش می یابد.

تعداد کل ذرات در سیستم (N) برابر با مساحت زیر منحنی است. تعداد کل ذرات با انرژی بیشتر از Ea برابر با ناحیه سایه‌دار است.

از شکل 2 می توان دریافت که با افزایش دما، توزیع انرژی ذرات تغییر می کند به طوری که نسبت ذرات با انرژی بالاتر افزایش می یابد. بنابراین مفهوم مهمبرای واکنش شیمیاییانرژی فعال سازی است.

انرژی فعال سازی انرژی است که ذرات باید داشته باشند تا برهمکنش آنها منجر به واکنش شیمیایی شود. انرژی فعال سازی بر حسب kJ/mol بیان می شود. برای واکنش هایی که با سرعت قابل توجهی رخ می دهند، انرژی فعال سازی از 50 کیلوژول بر مول تجاوز نمی کند (برای واکنش های تبادل یونی Ea » 0). اگر Ea > 100 کیلوژول بر مول باشد، آنگاه سرعت واکنش به طور غیرقابل اندازه گیری کم است.

در سال 1889، S. Arrhenius معادله ای برای وابستگی ثابت سرعت یک واکنش شیمیایی به دما ارائه کرد:

k = Ae - Ea/RT

کجا، A - عامل پیش‌توان، بسته به ماهیت مواد واکنش‌دهنده؛

R- ثابت گاز = 8.314 J/(mol? K);

Ea- انرژی فعال سازی

از معادله آرنیوس چنین برمی‌آید که هر چه انرژی فعال‌سازی بیشتر باشد، افزایش دما برای حفظ سرعت واکنش مورد نیاز بیشتر است.

شکل 3 وابستگی تغییر انرژی پتانسیل سیستم واکنش دهنده را به مسیر واکنش نشان می دهد. از شکل بالا می توان دریافت که برای یک واکنش گرمازا (که با آزاد شدن گرما رخ می دهد)، از دست دادن مولکول های فعال با انرژی آزاد شده در طول واکنش دوباره پر می شود. در مورد یک واکنش گرماگیر، گرما برای حفظ سرعت واکنش مورد نیاز است.

واکنش گرمازا	واکنش گرماگیر

شکل 10.3 نمودار انرژی یک واکنش شیمیایی

A - واکنش دهنده ها، C - محصولات.

2.4 نفوذ مواد خارجی

مواد خارجی بسته به تاثیری که می‌گذارند، می‌توانند واکنش‌ها - کاتالیزورها یا کاهش سرعت آنها - بازدارنده‌ها را تسریع کنند.

کاتالیزورها- اینها موادی هستند که واکنش های شیمیایی را تسریع می کنند، اما پس از واکنش بدون تغییر باقی می مانند.

بازدارنده ها - اینها موادی هستند که سرعت واکنش ها را کاهش می دهند. به عنوان مثال نیتریت سدیم، کرومات پتاسیم و دی کرومات سرعت خوردگی فلزات را کاهش می دهند.

مروجین- موادی که فعالیت کاتالیزور را افزایش می دهند. در این حالت ممکن است خود پروموترها خاصیت کاتالیزوری نداشته باشند.

سموم کاتالیزوری- ناخالصی های خارجی در مخلوط واکنش که منجر به از دست دادن جزئی یا کامل فعالیت کاتالیزور می شود. بنابراین، آثار آرسنیک و فسفر باعث از دست دادن سریع فعالیت توسط کاتالیزور V 2 O 5 در طول روش تماس برای تولید H 2 SO 4 می شود.

3. تعادل شیمیایی

در واکنش های شیمیایی، مواد اولیه همیشه به طور کامل به محصولات واکنش تبدیل نمی شوند. این به این دلیل رخ می دهد که با تجمع محصولات واکنش، ممکن است شرایطی برای وقوع واکنش معکوس ایجاد شود. اکثر واکنش های شیمیایی برگشت پذیر هستند.

به عنوان مثال، اجازه دهید واکنش برگشت پذیر سنتز آمونیاک از نیتروژن و هیدروژن را که برای صنعت بسیار مهم است، تجزیه و تحلیل کنیم:

واکنش مستقیم -2N 2 + 3H 2 →2NH 3 ,

واکنش معکوس - 2NH 3 →ن 2 + 3 ساعت 2,

واکنش برگشت پذیر - 2N 2 + 3H 2« 2NH 3.

واکنش‌های رو به جلو و معکوس واکنش‌های جداگانه‌ای با معادلات جنبشی متناظر، عوامل پیش از نوردهی، انرژی‌های فعال‌سازی و غیره هستند.

یک مشخصه کمی مهم واکنش های برگشت پذیر ثابت تعادل است که زمانی تعیین می شود که سیستم به آن برسد. تعادل شیمیایی- حالتی که در آن سرعت واکنش های رو به جلو و معکوس برابر است. نمونه هایی از کاربرد قانون عمل جرم (LMA).

اجازه دهید ثابت تعادل را با استفاده از مثال واکنش سنتز آمونیاک بدست آوریم.

معادله جنبشی واکنش رو به جلو

N 2 +3H 2 →2NH 3

به شکل Vpr = Kpr 3 است.

معادله جنبشی واکنش معکوس

2NH 3 →ن 2 + 3 ساعت 2

شکل Vobr = Cobr 2 دارد.

در حالت تعادل شیمیایی، Vpr = Vbr.

با جایگزینی عبارات برای سرعت واکنش های مستقیم و معکوس در شرایط تعادل شیمیایی، برابری زیر Kpr 3 = Cobr 2 را به دست می آوریم.

پس از تحول می گیریم

.

4. اصل لو شاتلیه

اگر سیستمی که در حالت تعادل شیمیایی قرار دارد، تحت تأثیر خارجی قرار گیرد، آنگاه تعادل در نتیجه فرآیندهای رخ داده در سیستم به گونه‌ای تغییر می‌کند که اثر کاهش می‌یابد.

4.1 اثر تغییر غلظت بر تعادل

هنگامی که غلظت هر یک از مواد شرکت کننده در واکنش افزایش می یابد، تعادل به سمت مصرف این ماده و زمانی که کاهش می یابد به سمت تشکیل این ماده تغییر می کند.

مثال 1. اگر در یک سیستم تعادلی

2N 2 + 3H 2« 2NH 3

N 2 یا H 2 را اضافه کنید، سپس مطابق با اصل Le Chatelier، برای کاهش غلظت این مواد، تعادل باید به سمت راست تغییر کند، بازده NH 3 افزایش می یابد. با افزایش غلظت NH 3، تعادل به ترتیب به سمت چپ تغییر می کند.

4.2 اثر تغییرات فشار بر تعادل

فشار در یک سیستم واکنش بسته با وجود مواد گازی در آن تعیین می شود: هر چه تعداد آنها بیشتر باشد، فشار بیشتر است. بنابراین، تغییر در فشار خارجی تنها در مواردی که مواد گازی درگیر هستند، تعادل را تحت تأثیر قرار می دهد و مقدار آنها در واکنش های رو به جلو و معکوس متفاوت است.

اگر فشار در سیستمی که در حالت تعادل شیمیایی است افزایش یابد، واکنش غالباً رخ می دهد که در نتیجه مقدار مواد گازی کاهش می یابد. هنگامی که فشار کاهش می یابد، ترجیحاً واکنشی رخ می دهد که در نتیجه مقدار محصولات گازی افزایش می یابد.

مثال 1. آیا می توان با تغییر فشار بازده محصولات را در یک واکنش افزایش داد؟ CO 2 (گرم) + H 2 (گرم)« CO(g) + H 2 O (g).

راه حل: مخلوط واکنش شامل معرف های گازی است، اما مقدار آنها در واکنش تغییر نمی کند: از یک مول CO 2 (g) و یک مول H2 (g)، یک مول CO (g) و H 2 O (g) هستند. به دست آمده است. به همین دلیل، تغییرات فشار بر حالت تعادل تأثیر نمی گذارد.

مثال 2. غلظت تعادلی واکنش دهنده ها با افزایش فشار در سیستم چگونه تغییر می کند؟ N 2 + 3H 2 « 2NH 3 ?

از معادله واکنش مشخص می شود که از 4 مول گاز محصولات اولیه، 2 مول گاز محصولات واکنش تشکیل می شود. بنابراین، با افزایش فشار، تعادل از واکنش رو به جلو تغییر می کند، زیرا منجر به کاهش فشار می شود.

4.3 تأثیر تغییرات دما بر تعادل شیمیایی

بیشتر واکنش های شیمیایی با آزاد شدن یا جذب گرما رخ می دهد. در حالت اول، دمای مخلوط افزایش می یابد، در حالت دوم کاهش می یابد.

اگر یک مخلوط واکنش در حالت تعادل شیمیایی گرم شود، طبق اصل لو شاتلیه، واکنش غالب باید رخ دهد که در نتیجه گرما جذب می شود، یعنی. واکنش گرماگیر؛ هنگامی که مخلوط سرد می شود، یک واکنش غالباً باید رخ دهد که در نتیجه گرما آزاد می شود، یعنی. واکنش گرماگیر

اگر دما در سیستمی در حالت تعادل شیمیایی افزایش یابد، آنگاه تعادل به سمت واکنش گرماگیر و هنگامی که دما کاهش می‌یابد به سمت واکنش گرمازا تغییر می‌کند.

مثال: 2N 2 + 3H 2« 2NH3،H0 = - 92 کیلوژول

واکنش گرمازا است، بنابراین با افزایش دما، تعادل به سمت چپ و با کاهش دما به سمت راست تغییر می کند.

از این نتیجه می شود که برای افزایش بازده آمونیاک باید دما را کاهش داد. در عمل، دمای 500 درجه سانتیگراد حفظ می شود، زیرا در دمای پایین تر سرعت واکنش مستقیم به شدت کاهش می یابد.

تعادل شیمیایی در طبیعت پویا است: واکنش های رو به جلو و معکوس در تعادل متوقف نمی شوند.

ثابت تعادل به دما و ماهیت واکنش دهنده ها بستگی دارد. هرچه ثابت تعادل بیشتر باشد، تعادل بیشتر به سمت تشکیل محصولات واکنش مستقیم تغییر می کند.

اصل Le Chatelier جهانی است، زیرا نه تنها برای فرآیندهای صرفاً شیمیایی، بلکه برای پدیده‌های فیزیکوشیمیایی مانند تبلور، انحلال، جوشش و تبدیل فاز در جامدات نیز قابل استفاده است.

وابستگی سرعت واکنش به دما تقریباً توسط قانون تجربی Van't Hoff تعیین می شود: با هر 10 درجه تغییر دما، سرعت اکثر واکنش ها 2 تا 4 برابر تغییر می کند.

از نظر ریاضی، قانون وانت هاف به صورت زیر بیان می شود:

که در آن v(T2) و v(T1) به ترتیب سرعت واکنش در دماهای T2 و T1 هستند (T2> T1).

ضریب درجه حرارت γ سرعت واکنش.

مقدار γ برای یک واکنش گرماگیر بیشتر از واکنش گرمازا است. برای بسیاری از واکنش ها، γ در محدوده 2-4 قرار دارد.

معنای فیزیکی مقدار γ این است که نشان می دهد با تغییر دما برای هر 10 درجه چند بار سرعت واکنش تغییر می کند.

از آنجایی که سرعت واکنش و ثابت سرعت یک واکنش شیمیایی نسبت مستقیم دارند، عبارت (3.6) اغلب به شکل زیر نوشته می شود:

(3.7)

که در آن k(T2)، k(T1) به ترتیب ثابت های سرعت واکنش هستند

در دماهای T2 و T1؛

γ ضریب دمایی سرعت واکنش است.

مثال 8.چند درجه باید دما را افزایش داد تا سرعت واکنش 27 برابر افزایش یابد؟ ضریب دماواکنش 3 است.

راه حل. ما از عبارت (3.6) استفاده می کنیم:

ما دریافت می کنیم: 27 = , = 3، DT = 30.

جواب: 30 درجه.

سرعت واکنش و زمانی که در طی آن رخ می دهد با هم نسبت معکوس دارند: هر چه v بزرگتر باشد، بیشتر است

کمتر از t. از نظر ریاضی این با رابطه بیان می شود

مثال 9.در دمای 293 کلوین، واکنش در 2 دقیقه ادامه می یابد. چقدر طول می کشد تا این واکنش در دمای 273 کلوین رخ دهد اگر γ = 2 باشد.

راه حل. از رابطه (3.8) چنین می شود:

.

از معادله (3.6) استفاده می کنیم دریافت می کنیم:

دقیقه

پاسخ: 8 دقیقه

قانون Van't Hoff برای تعداد محدودی از واکنش های شیمیایی قابل اجرا است. تأثیر دما بر سرعت فرآیندها اغلب با استفاده از معادله آرنیوس تعیین می شود.

معادله آرنیوس . در سال 1889، دانشمند سوئدی S. Arre-1ius، بر اساس آزمایشات، معادله ای را استخراج کرد که به نام او نامگذاری شده است.

که در آن k ثابت سرعت واکنش است.

k0 - عامل پیش نمایی؛

e پایه لگاریتم طبیعی است.

Ea یک ثابت به نام انرژی فعال سازی است که توسط ماهیت معرف ها تعیین می شود:

R ثابت گاز جهانی برابر با 8.314 J/mol×K است.

مقادیر Ea برای واکنش های شیمیایی از 4 تا 400 کیلوژول بر مول متغیر است.

بسیاری از واکنش ها با یک مانع انرژی مشخص مشخص می شوند. برای غلبه بر آن، انرژی فعال سازی لازم است - مقداری انرژی اضافی (در مقایسه با انرژی مضر مولکول ها در دمای معین)، که مولکول ها باید داشته باشند تا برخورد آنها موثر باشد، یعنی منجر به تشکیل یک جدید شود. ماده با افزایش دما، تعداد مولکول های فعال به سرعت افزایش می یابد که منجر به افزایش شدید سرعت واکنش می شود.

به طور کلی، اگر دمای واکنش از T1 به T2 تغییر کند، معادله (3.9) بعد از لگاریتم به شکل زیر در می آید:

. (3.10)

این معادله به شما امکان می دهد انرژی فعال سازی یک واکنش را با تغییر دما از T1 به T2 محاسبه کنید.

سرعت واکنش های شیمیایی در حضور یک کاتالیزور افزایش می یابد. اثر یک کاتالیزور این است که ترکیبات میانی ناپایدار (کمپلکس های فعال شده) را با معرف ها تشکیل می دهد که تجزیه آنها منجر به تشکیل محصولات واکنش می شود. در این حالت، انرژی فعال سازی کاهش می یابد و مولکول هایی که انرژی آنها برای انجام واکنش در غیاب کاتالیزور کافی نبود، فعال می شوند. در نتیجه افزایش می یابد تعداد کلمولکول های پوند فعال و سرعت واکنش افزایش می یابد.

تغییر سرعت واکنش در حضور کاتالیزور با رابطه زیر بیان می شود:

, (3.11)

که در آن vcat و Ea(cat) سرعت و انرژی فعال‌سازی یک واکنش شیمیایی در حضور کاتالیزور هستند.

v و Ea سرعت و انرژی فعال شدن یک واکنش شیمیایی بدون کاتالیزور هستند.

مثال 10. انرژی فعال سازی یک واکنش خاص در غیاب کاتالیزور 75.24 کیلوژول در مول است، با یک کاتالیزور - 50.14 کیلوژول در مول. اگر واکنش در دمای 298 کلوین انجام شود، سرعت واکنش در حضور کاتالیزور چند برابر افزایش می یابد؟ راه حل. از معادله (3.11) استفاده می کنیم. جایگزینی داده ها در معادله

بلیط شماره 2

1) طبقات اصلی ترکیبات معدنی: بازها، اکسیدها، اسیدها، نمکها.

2) بی - بریلیم.

خواص شیمیایی: بریلیم در دمای اتاق واکنش نسبتا کمی دارد. در شکل فشرده خود، حتی در دمای حرارت قرمز با آب و بخار واکنش نشان نمی دهد و تا دمای 600 درجه سانتی گراد توسط هوا اکسید نمی شود. هنگام مشتعل شدن، پودر بریلیم با شعله روشن می سوزد و اکسید و نیترید تولید می کند. هالوژن ها در دماهای بالاتر از 600 درجه سانتیگراد با بریلیوم واکنش می دهند و کالکوژن ها حتی به دمای بالاتری نیاز دارند.

خواص فیزیکی: بریلیم فلزی نسبتاً سخت اما شکننده به رنگ سفید نقره‌ای است. مدول الاستیسیته بالایی دارد - 300 GPa (برای فولادها - 200-210 GPa). در هوا به طور فعال با یک فیلم اکسید پایدار پوشیده شده است

منیزیم (Mg). خواص فیزیکی:منیزیم یک فلز سفید نقره ای با شبکه شش ضلعی، گروه فضایی P 63/mmc، پارامترهای شبکه a = 0.32029 نانومتر، c = 0.52000 نانومتر، Z = 2 است. در شرایط عادی، سطح منیزیم با یک فیلم محافظ بادوام پوشیده شده است. اکسید منیزیم MgO که وقتی در هوا تا دمای حدود 600 درجه سانتیگراد گرم می شود فرو می ریزد و پس از آن فلز با شعله سفید کورکننده می سوزد و اکسید منیزیم و نیترید Mg3N2 را تشکیل می دهد.

خواص شیمیایی:مخلوطی از پودر منیزیم با پرمنگنات پتاسیم KMnO4 - مواد منفجره

منیزیم داغ با آب واکنش می دهد:

Mg (dec.) + H2O = MgO + H2.

قلیاها هیچ تأثیری بر منیزیم ندارند و به راحتی در اسیدها حل می شوند و هیدروژن آزاد می کنند.

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2;

هنگامی که در هوا گرم می شود، منیزیم می سوزد و یک اکسید تشکیل می دهد که مقدار کمی نیترید نیز می تواند با نیتروژن تشکیل شود.

2Mg + O2 = 2MgO;

3Mg + N2 = Mg3N2

بلیط شماره 3. حلالیت- توانایی یک ماده برای تشکیل با مواد دیگر سیستم های همگن- محلول هایی که در آنها یک ماده به شکل اتم ها، یون ها، مولکول ها یا ذرات منفرد وجود دارد.

محلول اشباع شده- محلولی که در آن املاح در شرایط معین به حداکثر غلظت خود رسیده و دیگر حل نمی شود. رسوب از این مادهبا ماده محلول در تعادل است.

محلول غیر اشباع- محلولی که غلظت ماده محلول در آن کمتر از محلول اشباع باشد و در شرایط معین مقدار بیشتری از آن قابل حل باشد.

محلول های فوق اشباع- محلول هایی که با این واقعیت مشخص می شوند که محتوای ماده محلول در آنها بیشتر از حلالیت طبیعی آن در شرایط معین است.

قانون هنری- قانونی که بر اساس آن، در دمای ثابت، حلالیت گاز در مایع معین با فشار این گاز در بالای محلول نسبت مستقیم دارد. قانون فقط برای راه حل های ایده آلو فشارهای پایین

قانون هنری معمولاً به صورت زیر نوشته می شود:

جایی که p فشار جزئی گاز بالای محلول است،

c غلظت گاز در محلول بر حسب مول است،

k - ضریب هانری.

استخراج(از لاتین پسین استخراج - استخراج)، استخراج، فرآیند جداسازی مخلوطی از مواد مایع یا جامد با استفاده از حلال‌های انتخابی (عصاره‌گیر).

بلیط شماره 4. 1)کسر جرمیاین نسبت جرم ماده حل شده به جرم کل محلول است. برای یک راه حل باینری

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

که در آن ω(x) کسر جرمی ماده محلول X است

m(x) - جرم ماده محلول X، g؛

m (s) - جرم حلال S، g.

m = m (x) + m (s) - جرم محلول، گرم.

2)آلومینیوم- عنصر زیر گروه اصلیگروه سوم دوره سوم جدول تناوبی عناصر شیمیایی D.I. مندلیف با عدد اتمی 13.

یافتن در طبیعت:

آلومینیوم طبیعی تقریباً به طور کامل از یک ایزوتوپ پایدار به نام 27Al، با ردپایی از 26Al، یک ایزوتوپ رادیواکتیو با نیمه عمر 720000 سال تشکیل شده است که وقتی هسته های آرگون توسط پروتون های پرتوهای کیهانی بمباران می شوند، در جو تولید می شود.

رسید:

این شامل حل کردن اکسید آلومینیوم Al2O3 در کرایولیت مذاب Na3AlF6 و به دنبال آن الکترولیز با استفاده از کک مصرفی یا الکترودهای گرافیت است. این روش تولید به برق زیادی نیاز دارد و بنابراین تنها در قرن بیستم رایج شد.

آلومینوترمی- روشی برای تولید فلزات، غیر فلزات (و همچنین آلیاژها) با احیای اکسیدهای آنها با آلومینیوم فلزی.

بلیط شماره 5. محلول های غیر الکترولیت هامول دوتایی یا چند جزئی. سیستم هایی که ترکیب آنها می تواند به طور مداوم (حداقل در حدود معین) تغییر کند. بر خلاف محلول‌های الکترولیت‌ها، محلول‌های غیرالکترولیت (مول محلول‌ها) فاقد ذرات باردار در غلظت‌های قابل توجه هستند. محلول های غیر الکترولیت ها می توانند جامد، مایع و گاز باشند.

قانون اول رائول

قانون اول رائول فشار بخار اشباع بالای محلول را به ترکیب آن مرتبط می کند. به صورت زیر فرموله شده است:

فشار جزئی بخار اشباع یک جزء محلول به طور مستقیم با کسر مولی آن در محلول متناسب است، به طوری که ضریب تناسب برابر با فشار بخار اشباع بالای جزء خالص است.

قانون دوم رائول

این واقعیت که فشار بخار بالای محلول با فشار بخار بالای حلال خالص متفاوت است به طور قابل توجهی بر فرآیندهای تبلور و جوش تأثیر می گذارد. از قانون اول رائول دو پیامد در مورد کاهش نقطه انجماد و افزایش نقطه جوش محلول ها به دست می آید که به صورت ترکیبی به قانون دوم رائول معروف هستند.

کرایوسکوپی(از یونانی kryos - سرد و scopeo - من نگاه می کنم) - اندازه گیری کاهش نقطه انجماد یک محلول در مقایسه با یک حلال خالص.

قانون وانت هاف: به ازای هر 10 درجه افزایش دما، ثابت سرعت یک واکنش ابتدایی همگن دو تا چهار برابر افزایش می یابد.

سختی آب- مجموعه ای از خواص شیمیایی و فیزیکی آب مرتبط با محتوای نمک های محلول فلزات قلیایی خاکی، عمدتاً کلسیم و منیزیم.

بلیط شماره 6. محلول های الکترولیت،حاوی غلظت قابل توجهی از کاتیون ها و آنیون های تشکیل شده در نتیجه تفکیک الکترولیتی مولکول های ماده محلول است.

الکترولیت های قوی- ترکیبات شیمیایی که مولکول های آنها در محلول های رقیق تقریباً به طور کامل به یون تجزیه می شوند.

الکترولیت های ضعیف- ترکیبات شیمیایی که مولکول های آنها حتی در محلول های بسیار رقیق به طور کامل به یون هایی که در تعادل دینامیکی با مولکول های تفکیک نشده هستند تجزیه نمی شوند.

تفکیک الکترولیتی- فرآیند تجزیه یک الکترولیت به یون زمانی که در یک حلال قطبی یا در حین ذوب حل می شود.

قانون رقیق سازی استوالد- رابطه ای که وابستگی رسانایی الکتریکی معادل محلول رقیق یک الکترولیت ضعیف دوتایی را به غلظت محلول بیان می کند:

عناصر P گروه 4- کربن، سیلیکون، ژرمانیوم، قلع و سرب.

بلیط شماره 7. 1) تفکیک الکترولیتی- این تجزیه یک ماده به یون ها تحت تأثیر مولکول های حلال قطبی است.

pH = -lg.

محلول های بافر- اینها محلولهایی هستند که اسیدها یا مواد قلیایی اضافه می شوند که pH آنها کمی تغییر می کند.

اسید کربنیکاشکال:

1) نمک های متوسط ​​(کربنات ها)،

2) اسیدی (هیدروکربنات ها).

کربنات ها و هیدروکربنات ها از نظر حرارتی ناپایدار هستند:

CaCO3 = CaO + CO2^،

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

کربنات سدیم (خاکستر سودا) یکی از محصولات اصلی صنایع شیمیایی است. در محلول آبی بر اساس واکنش هیدرولیز می شود

Na2СО3 > 2Nа+ + СО3-2،

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

بی کربنات سدیم (جوش شیرین) - به طور گسترده در صنایع غذایی. به دلیل هیدرولیز، محلول دارای محیط قلیایی نیز می باشد

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

خاکستر سودا و جوش شیرین با اسیدها تعامل دارند

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.

بلیط شماره 8. 1) تبادل _یون در محلول ها:

Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 +H2O

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

CO3 + 2H → CO2 + H2O

تکامل گاز C: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2 NaCl

2) خواص شیمیایی نیتروژن.فقط با اینها فلزات فعالمانند لیتیوم، کلسیم، منیزیم، نیتروژن زمانی که به دمای نسبتاً پایین گرم می شود واکنش نشان می دهد. نیتروژن با اکثر عناصر دیگر در دماهای بالا و در حضور کاتالیزور واکنش می دهد. ترکیبات نیتروژن با اکسیژن N2O، NO، N2O3، NO2 و N2O5 به خوبی مورد مطالعه قرار گرفته است.

خواص فیزیکی نیتروژننیتروژن کمی سبکتر از هوا است. چگالی 1.2506 کیلوگرم بر متر مکعب (در دمای 0 درجه سانتی گراد و 101325 نانومتر مربع یا 760 میلی متر جیوه)، نقطه ذوب -209.86 درجه سانتی گراد، نقطه جوش -195.8 درجه سانتی گراد. نیتروژن به سختی مایع می شود: دمای بحرانی آن بسیار پایین است (147.1- درجه سانتی گراد) و فشار بحرانی آن بالا 3.39 Mn/m2 (34.6 kgf/cm2) است. چگالی نیتروژن مایع 808 کیلوگرم بر متر مکعب است. نیتروژن کمتر از اکسیژن در آب حل می شود: در دمای 0 درجه سانتی گراد 23.3 گرم نیتروژن در 1 متر مکعب H2O حل می شود. نیتروژن در برخی از هیدروکربن ها بهتر از آب محلول است.

بلیط شماره 9. هیدرولیز (از یونانی آب - آب، لیز - تجزیه)به معنای تجزیه یک ماده توسط آب است. هیدرولیز نمک واکنش برگشت پذیر نمک با آب است که منجر به تشکیل یک الکترولیت ضعیف می شود.

آب، اگرچه به میزان کمی، تجزیه می کند:

H 2 O H + + OH – .

سدیم کلرید H2O H+ + OH–،

Na+ + Cl– + H2O Na+ + Cl– + H+ + OH–،

NaCl + H2O (بدون واکنش) خنثی

کربنات سدیم + HOH + OH–،

2Na+ + + H2O + OH–،

Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH قلیایی

کلرید آلومینیوم Al3+ + HOH AlOH2+ + H+،

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

AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl اسید

وابستگی سرعت یک واکنش شیمیایی به دما.

سرعت واکنش های ناهمگن

در سیستم های ناهمگن، واکنش ها در سطح مشترک رخ می دهد. در این حالت غلظت فاز جامد تقریباً ثابت می ماند و بر سرعت واکنش تأثیری نمی گذارد. سرعت واکنش ناهمگنفقط به غلظت ماده در فاز مایع یا گاز بستگی دارد. بنابراین در معادله جنبشی غلظت جامداتنشان داده نمی شوند، مقادیر آنها در مقادیر ثابت ها گنجانده شده است. به عنوان مثال، برای یک واکنش ناهمگن

معادله جنبشی را می توان نوشت

مثال 4. ترتیب جنبشی واکنش بین کروم و آلومینیوم 1 است. معادلات شیمیایی و جنبشی واکنش را بنویسید.

واکنش بین آلومینیوم و کلر ناهمگن است، معادله جنبشی را می توان نوشت.

مثال 5. معادله جنبشی واکنش

به نظر می رسد

بعد ثابت سرعت را تعیین کنید و سرعت انحلال نقره را در فشار جزئی اکسیژن Pa و غلظت سیانید پتاسیم 0.055 mol/l محاسبه کنید.

بعد ثابت از معادله جنبشی داده شده در بیان مسئله تعیین می شود:

با جایگزینی داده های مسئله به معادله جنبشی، نرخ انحلال نقره را می یابیم:

مثال 6. معادله جنبشی واکنش

به نظر می رسد

اگر غلظت کلرید جیوه (M) و غلظت اگزالات نصف شود، سرعت واکنش چگونه تغییر خواهد کرد؟ – یون ها دو برابر شود؟

پس از تغییر غلظت مواد اولیه، سرعت واکنش با معادله جنبشی بیان می شود

با مقایسه و، متوجه می شویم که سرعت واکنش افزایش یافته است 2 بارها

با افزایش دما، سرعت یک واکنش شیمیایی به طور قابل توجهی افزایش می یابد.

وابستگی کمی سرعت واکنش به دما توسط قانون Van't Hoff تعیین می شود.

برای توصیف وابستگی سرعت یک واکنش شیمیایی (ثابت سرعت) به دما، از ضریب دمایی سرعت واکنش (که ضریب Van't Hoff نیز نامیده می‌شود، استفاده می‌شود. ضریب دمایی سرعت واکنش نشان می دهد که با افزایش دمای واکنش دهنده ها به میزان 10 درجه، سرعت واکنش چند برابر افزایش می یابد.

از نظر ریاضی، وابستگی سرعت واکنش به دما با رابطه بیان می شود

کجا – ضریب دمایی سرعت؛

– تی;

تی;

–– سرعت واکنش در دما ثابت است تی+ 10;

–– سرعت واکنش در دما تی+ 10.

برای محاسبات استفاده از معادلات راحت تر است

و همچنین اشکال لگاریتمی این معادلات

افزایش سرعت واکنش با افزایش دما توضیح می دهد نظریه فعال سازی طبق این نظریه، زمانی که ذرات مواد واکنش دهنده با هم برخورد می کنند، باید بر نیروهای دافعه غلبه کنند، مواد قدیمی را تضعیف یا بشکنند. پیوندهای شیمیاییو موارد جدید تشکیل دهید. آنها باید انرژی خاصی را برای این کار خرج کنند، یعنی. غلبه بر نوعی مانع انرژی ذره ای که انرژی اضافی برای غلبه بر سد انرژی داشته باشد نامیده می شود ذرات فعال

در شرایط عادی، ذرات فعال کمی در سیستم وجود دارد و واکنش با سرعت کمتری پیش می‌رود. اما ذرات غیرفعال اگر انرژی بیشتری به آنها بدهید می توانند فعال شوند. یکی از راه های فعال کردن ذرات، افزایش دما است. با افزایش دما، تعداد ذرات فعال در سیستم به شدت افزایش می یابد و سرعت واکنش افزایش می یابد.

قانون عمل جرم رابطه بین جرم مواد واکنش دهنده را در واکنش های شیمیایی در حالت تعادل برقرار می کند. قانون عمل توده ای در سال های 1864-1867 تدوین شد. K. Guldberg و P. Waage. بر اساس این قانون، سرعت واکنش مواد با یکدیگر به غلظت آنها بستگی دارد. قانون عمل جرم در محاسبات مختلف فرآیندهای شیمیایی استفاده می شود. این امکان حل این سوال را فراهم می کند که در کدام جهت سیر خود به خود واکنش مورد بررسی در یک نسبت معین از غلظت مواد واکنش دهنده امکان پذیر است، چه بازدهی از محصول مورد نظر را می توان به دست آورد.

سوال 18. قانون وانت هاف.

قانون وانت هاف یک قاعده تجربی است که به عنوان اولین تقریب اجازه می دهد تا تأثیر دما بر سرعت یک واکنش شیمیایی را در یک محدوده دمایی کوچک (معمولاً از 0 درجه سانتیگراد تا 100 درجه سانتیگراد) تخمین بزند. وانت هاف، بر اساس آزمایش های فراوان، قانون زیر را فرموله کرد: با هر 10 درجه افزایش دما، ثابت سرعت یک واکنش ابتدایی همگن دو تا چهار برابر افزایش می یابد. معادله ای که این قانون را توصیف می کند:

V = V0 * Y(T2 - T1) / 10

که در آن V سرعت واکنش در دمای معین (T2)، V0 سرعت واکنش در دمای T1، Y ضریب دمایی واکنش است (مثلاً اگر برابر با 2 باشد، سرعت واکنش 2 برابر افزایش می یابد. هنگامی که دما 10 درجه افزایش می یابد).

لازم به یادآوری است که قانون وانت هاف دامنه کاربرد محدودی دارد. بسیاری از واکنش ها از آن تبعیت نمی کنند، به عنوان مثال، واکنش هایی که در دمای بالا رخ می دهند، واکنش های بسیار سریع و بسیار آهسته. قانون Van't Hoff همچنین در مورد واکنش هایی که شامل مولکول های حجیم مانند پروتئین ها در سیستم های بیولوژیکی است، اعمال نمی شود. وابستگی دمایی سرعت واکنش به درستی توسط معادله آرنیوس توصیف شده است.

V = V0 * Y(T2 - T1) / 10

سوال 19. انرژی فعال سازی.

انرژی فعال سازیدر شیمی و زیست شناسی - حداقل مقدارانرژی که باید به سیستم داده شود (در شیمی بر حسب ژول بر مول) تا واکنشی رخ دهد. این اصطلاح توسط Svante August Arrhenius در سال 1889 معرفی شد. یک نام معمولی برای انرژی واکنش Ea است.

انرژی فعال سازی در فیزیک حداقل مقدار انرژی است که الکترون های ناخالصی دهنده باید دریافت کنند تا وارد نوار رسانایی شوند.

در مدل شیمیاییکه به تئوری برخوردهای فعال (TAC) معروف است، سه شرط لازم برای وقوع یک واکنش وجود دارد:

مولکول ها باید با هم برخورد کنند. این یک شرط مهم است، اما کافی نیست، زیرا یک برخورد لزوما باعث واکنش نمی شود.

مولکول ها باید انرژی لازم (انرژی فعال سازی) را داشته باشند. در طول یک واکنش شیمیایی، مولکول های برهم کنش باید از یک حالت میانی عبور کنند که ممکن است انرژی بیشتری داشته باشد. یعنی مولکول ها باید بر یک سد انرژی غلبه کنند. اگر این اتفاق نیفتد، واکنش آغاز نخواهد شد.

مولکول ها باید به درستی نسبت به یکدیگر جهت گیری کنند.

در دمای پایین (برای یک واکنش معین)، بیشتر مولکول‌ها انرژی کمتری نسبت به انرژی فعال دارند و قادر به غلبه بر سد انرژی نیستند. با این حال، در یک ماده همیشه مولکول های منفرد وجود دارد که انرژی آنها به طور قابل توجهی بالاتر از میانگین است. حتی در دماهای پایین، بیشتر واکنش ها ادامه می یابد. افزایش دما به شما امکان می دهد نسبت مولکول ها را با انرژی کافی برای غلبه بر سد انرژی افزایش دهید. این باعث افزایش سرعت واکنش می شود.

توضیحات ریاضی

معادله آرنیوس رابطه بین انرژی فعال سازی و سرعت واکنش را ایجاد می کند:

k ثابت سرعت واکنش، A ضریب فرکانس واکنش، R ثابت گاز جهانی، T دما بر حسب کلوین است.

با افزایش دما، احتمال غلبه بر سد انرژی افزایش می یابد. قانون کلی: افزایش 10K در دما سرعت واکنش را دو برابر می کند

حالت گذار

رابطه بین انرژی فعال سازی (Ea) و آنتالپی (آنتروپی) واکنش (ΔH) در حضور و عدم حضور کاتالیزور. بالاترین نقطه انرژی نشان دهنده یک مانع انرژی است. در حضور یک کاتالیزور، انرژی کمتری برای شروع یک واکنش مورد نیاز است.

حالت گذار حالتی از یک سیستم است که در آن تخریب و ایجاد یک ارتباط متعادل است. سیستم برای مدت کوتاهی (10-15 ثانیه) در حالت گذار است. انرژی ای که باید برای رساندن سیستم به حالت گذار صرف شود، انرژی فعال سازی نامیده می شود. در واکنش های چند مرحله ای که شامل چندین حالت گذار است، انرژی فعال سازی با بالاترین مقدار انرژی مطابقت دارد. پس از غلبه بر حالت گذار، مولکول ها دوباره با از بین رفتن پیوندهای قدیمی و تشکیل پیوندهای جدید یا با تبدیل پیوندهای اولیه پراکنده می شوند. هر دو گزینه ممکن است، زیرا با آزاد شدن انرژی رخ می دهند (این به وضوح در شکل قابل مشاهده است، زیرا هر دو موقعیت از نظر انرژی کمتر از انرژی فعال سازی هستند). موادی وجود دارند که می توانند انرژی فعال سازی را برای یک واکنش معین کاهش دهند. به چنین موادی کاتالیزور می گویند. زیست شناسان چنین موادی را آنزیم می نامند. جالب توجه است که کاتالیزورها در نتیجه واکنش را بدون شرکت در آن سرعت می بخشند.