Зависност на брзината од температурата. Зависност на брзината на хемиската реакција од температурата. правилото на Вант Хоф. Температурен коефициент на брзина на реакција. Енергија на активирање, ентропија на активирање на реакција. Арениусова равенка Ефект на промените на притисокот на стр

На Како што се зголемува температурата, брзината на повеќето хемиски реакции значително се зголемува, а за хомогени реакции, кога се загреваат на секои десет степени, брзината на реакцијата се зголемува за 2-4 пати.

Вкупниот број на честички во системот (N) е еднаков на површината под кривата. Вкупниот број на честички со енергија поголема од Ea е еднаков на засенчената површина.

Од Слика 2 може да се види дека како што се зголемува температурата, дистрибуцијата на енергија на честичките се менува така што пропорцијата на честички со поголема енергија се зголемува. Така, важен концепт за хемиска реакција е енергијата на активирање.

Енергијата на активирање е енергијата што мора да ја имаат честичките за да може нивната интеракција да доведе до хемиска реакција. Енергијата на активирање се изразува во kJ/mol. За реакции кои се случуваат со забележлива брзина, енергијата на активирање не надминува 50 kJ/mol (за реакции на јонска размена Ea »0); ако Ea > 100 kJ/mol, тогаш стапката на реакција е неизмерно мала.

Во 1889 година, С. Арениус даде равенка за зависноста на константата на брзината на хемиската реакција од температурата:

k = Ae - Ea/RT

каде што - предекспопотенцијален фактор, во зависност од природата на супстанциите што реагираат;

R- гасна константа = 8,314 J/(mol? K);

Еа- енергија за активирање.

Од равенката на Арениус произлегува дека колку е поголема енергијата на активирање, толку повеќе е неопходно да се зголеми температурата за да се одржи потребната брзина на реакција.

На слика 3 е прикажана зависноста на промената на потенцијалната енергија на системот за реакција од патеката на реакцијата. Од горната слика може да се види дека за егзотермна реакција (која се јавува со ослободување на топлина), загубата на активните молекули се надополнува со енергијата ослободена за време на реакцијата. Во случај на ендотермична реакција, потребна е топлина за да се одржи потребната брзина на реакција.

Егзотермична реакција	Ендотермична реакција

Слика 10.3 Енергетски дијаграм на хемиска реакција

А - реактанти, Ц - производи.

2.4 Влијание на туѓи материи

Странските материи, во зависност од влијанието што го имаат, можат да ги забрзаат реакциите - катализатори или да ги забават - инхибитори.

Катализатори- тоа се супстанции кои ги забрзуваат хемиските реакции, но остануваат непроменети по реакцијата.

Инхибитори - тоа се супстанции кои ги забавуваат реакциите.Во пракса понекогаш е потребно да се успорат реакциите (корозија на метали и сл.) тоа се постигнува со внесување на инхибитори во системот на реакција. На пример, натриум нитрит, калиум хромат и дихромат ја намалуваат стапката на корозија на металите.

Промотори- супстанции кои ја зголемуваат активноста на катализаторот. Во овој случај, самите промотори можеби немаат каталитички својства.

Каталитички отрови- туѓи нечистотии во реакционата смеса, што доведува до делумно или целосно губење на активноста на катализаторот. Така, трагите од арсен и фосфор предизвикуваат брзо губење на активноста на катализаторот V 2 O 5 за време на контактниот метод за производство на H 2 SO 4.

3. Хемиска рамнотежа

Во хемиските реакции, почетните супстанции не секогаш целосно се претвораат во реакциони производи. Ова се случува затоа што како што се акумулираат производите на реакцијата, може да се создадат услови за појава на обратна реакција. Повеќето хемиски реакции се реверзибилни.

Како пример, да ја анализираме реверзибилната реакција на синтезата на амонијак од азот и водород, што е исклучително важно за индустријата:

директна реакција -2N 2 + 3H 2 →2NH 3 ,

обратна реакција - 2NH 3 →Н 2 + 3H 2,

реверзибилна реакција - 2N 2 + 3H 2« 2NH 3.

Напредните и обратните реакции се одделни реакции со нивните соодветни кинетички равенки, фактори на предекспозиција, енергии на активирање итн.

Важна квантитативна карактеристика на реверзибилните реакции е константата на рамнотежа, која се одредува кога системот ќе достигне хемиска рамнотежа - состојба во која брзината на напредните и обратните реакции се еднакви. Примери за примена на законот за масовно дејство (LMA).

Да ја изведеме константата на рамнотежа користејќи го примерот на реакцијата на синтеза на амонијак.

Кинетичка равенка на напредна реакција

N 2 +3H 2 →2NH 3

има форма Vpr = Kpr 3.

Кинетичка равенка на обратна реакција

2NH 3 →Н 2 + 3H 2

има форма Vobr = Cobr 2.

Во состојба на хемиска рамнотежа, Vpr = Vbr.

Заменувајќи ги изразите за брзините на директни и обратни реакции во состојба на хемиска рамнотежа, ја добиваме следната еднаквост Kpr 3 = Cobr 2.

По трансформацијата добиваме

.

4. Принципот на Ле Шателје

Ако системот во состојба на хемиска рамнотежа е подложен на какво било надворешно влијание, тогаш рамнотежата како резултат на процесите што се случуваат во системот ќе се помести на таков начин што ефектот ќе се намали.

4.1 Ефект на промена на концентрациите врз рамнотежата

Кога концентрацијата на која било од супстанциите што учествуваат во реакцијата се зголемува, рамнотежата се поместува кон потрошувачката на оваа супстанца, а кога се намалува, кон формирањето на оваа супстанца.

Пример 1. Ако во рамнотежен систем

2N 2 + 3H 2« 2NH 3

додадете N 2 или H 2 , а потоа, во согласност со принципот на Le Chatelier, за да се намалат концентрациите на овие супстанции, рамнотежата треба да се префрли надесно, приносот на NH 3 ќе се зголеми. Како што се зголемува концентрацијата на NH 3, рамнотежата соодветно ќе се префрли налево.

4.2 Ефект на промените на притисокот врз рамнотежата

Притисокот во затворен систем за реакција се одредува со присуството на гасовити материи во него: колку повеќе од нив, толку е поголем притисокот. Затоа, промената на надворешниот притисок ќе влијае на рамнотежата само во случаи кога се вклучени гасовити супстанции, а нивната количина во напредната и обратната реакција е различна.

Ако притисокот е зголемен во систем кој е во состојба на хемиска рамнотежа, тогаш претежно ќе се појави реакција, како резултат на која се намалува количината на гасовити материи; кога притисокот се намалува, преференцијално се јавува реакција, како резултат на што се зголемува количината на гасовити производи.

Пример 1. Дали е можно да се зголеми приносот на производите во реакција со промена на притисокот? CO 2 (g) + H 2 (g)« CO(g) + H 2 O (g).

Решение: Реакционата смеса вклучува гасовити реагенси, но нивната количина во реакцијата не се менува: од еден мол CO 2 (g) и еден мол H2 (g), еден мол CO (g) и H 2 O (g) се добиени. Поради оваа причина, промените во притисокот не влијаат на состојбата на рамнотежа.

Пример 2. Како ќе се променат рамнотежните концентрации на реактантите со зголемување на притисокот во системот? N 2 + 3H 2 « 2NH 3 ?

Од равенката на реакцијата е јасно дека од 4 молови на гасот на почетните производи, се формираат 2 молови на гасот на производите на реакцијата. Така, со зголемување на притисокот, рамнотежата ќе се префрли од напредната реакција, бидејќи тоа доведува до намалување на притисокот.

4.3 Ефект на температурните промени врз хемиската рамнотежа

Повеќето хемиски реакции се случуваат со ослободување или апсорпција на топлина. Во првиот случај, температурата на смесата се зголемува, во вториот се намалува.

Ако реакционата смеса во состојба на хемиска рамнотежа се загрее, тогаш, во согласност со принципот на Ле Шателие, треба да дојде до претежно реакција, како резултат на која топлината ќе се апсорбира, т.е. ендотермична реакција; Кога смесата ќе се излади, претежно треба да дојде до реакција, како резултат на која ќе се ослободи топлина, т.е. ендотермична реакција.

Ако температурата е зголемена во систем во состојба на хемиска рамнотежа, тогаш рамнотежата се поместува кон ендотермична реакција, а кога температурата се намалува, кон егзотермна реакција.

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

Реакцијата е егзотермна, затоа, како што температурата се зголемува, рамнотежата се поместува налево, а како што температурата се намалува, се поместува надесно.

Од ова произлегува дека за да се зголеми приносот на амонијак, температурата мора да се намали. Во пракса, тие одржуваат температура од 500 0C, бидејќи на пониска температура стапката на директна реакција нагло се намалува.

Хемиската рамнотежа е динамична по природа: напредните и обратните реакции не запираат на рамнотежа.

Константата на рамнотежа зависи од температурата и природата на реактантите. Колку е поголема константата на рамнотежата, толку повеќе рамнотежата се поместува кон формирање на производи од директна реакција

Принципот на Ле Шателје е универзален, бидејќи е применлив не само за чисто хемиски процеси, туку и за физичко-хемиски феномени, како што се кристализација, растворање, вриење и фазни трансформации во цврсти материи.

Зависноста на брзината на реакцијата од температурата е приближно одредена со емпириското правило Ван'т Хоф: Со секоја промена на температурата од 10 степени, брзината на повеќето реакции се менува за 2-4 пати.

Математички, правилото на Вант Хоф се изразува на следниов начин:

каде што v(T2) и v(T1) се стапки на реакција, соодветно, на температури T2 и T1 (T2> T1);

γ-температурен коефициент на брзина на реакција.

Вредноста на γ за ендотермична реакција е поголема отколку за егзотермна. За многу реакции, γ се наоѓа во опсег од 2-4.

Физичкото значење на вредноста γ е тоа што покажува колку пати брзината на реакцијата се менува со промена на температурата за секои 10 степени.

Бидејќи брзината на реакција и константата на брзината на хемиската реакција се директно пропорционални, изразот (3.6) често се пишува во следнава форма:

(3.7)

каде k(T2), k(T1) се константи на брзината на реакцијата, соодветно

на температури Т2 и Т1;

γ е температурен коефициент на брзината на реакцијата.

Пример 8.Колку степени треба да се зголеми температурата за да се зголеми брзината на реакцијата за 27 пати? Коефициентот на температурата на реакцијата е 3.

Решение. Го користиме изразот (3.6):

Добиваме: 27 = , = 3, DT = 30.

Одговор: 30 степени.

Брзината на реакцијата и времето во кое се случува се обратно пропорционални: колку е поголемо v, толку повеќе

помалку од т. Математички тоа се изразува со релацијата

Пример 9.На температура од 293 К, реакцијата продолжува за 2 минути. Колку време ќе биде потребно за да се случи оваа реакција на температура од 273 K ако γ = 2.

Решение. Од равенката (3.8) следува:

.

Ја користиме равенката (3.6), бидејќи Добиваме:

мин.

Одговор: 8 мин.

Правилото на Ван'т Хоф е применливо за ограничен број хемиски реакции. Ефектот на температурата врз брзината на процесите често се одредува со помош на равенката Арениус.

Арениусова равенка . Во 1889 година, шведскиот научник S. Arre-1ius, врз основа на експерименти, извел равенка што е именувана по него

каде k е константа на брзината на реакцијата;

k0 - предекспоненцијален фактор;

e е основа на природниот логаритам;

Ea е константа наречена енергија на активирање, одредена од природата на реагенсите:

R е универзална гасна константа еднаква на 8,314 J/mol×K.

Вредностите на Ea за хемиски реакции се движат од 4 до 400 kJ/mol.

Многу реакции се карактеризираат со одредена енергетска бариера. За да се надмине, неопходна е енергија за активирање - одреден вишок енергија (во споредба со штетната енергија на молекулите на дадена температура), која молекулите мора да ја поседуваат за нивниот судир да биде ефективен, односно да доведе до формирање на нов супстанција. Како што се зголемува температурата, бројот на активни молекули брзо се зголемува, што доведува до нагло зголемување на брзината на реакцијата.

Општо земено, ако температурата на реакцијата се промени од T1 на T2, равенката (3.9) по логаритам ја добива формата:

. (3.10)

Оваа равенка ви овозможува да ја пресметате енергијата на активирање на реакцијата додека температурата се менува од T1 на T2.

Брзината на хемиски реакции се зголемува во присуство на катализатор. Ефектот на катализаторот е тоа што формира нестабилни меѓусоединенија (активирани комплекси) со реагенси, чие распаѓање доведува до формирање на реакциони производи. Во овој случај, енергијата на активирање се намалува, а молекулите чија енергија беше недоволна за да се спроведе реакцијата во отсуство на катализатор стануваат активни. Како резултат на тоа, вкупниот број на активни молекули се зголемува и брзината на реакцијата се зголемува.

Промената на брзината на реакција во присуство на катализатор се изразува со следнава равенка:

, (3.11)

каде vcat и Ea(cat) се брзината и енергијата на активирање на хемиската реакција во присуство на катализатор;

v и Ea се брзината и енергијата на активирање на хемиска реакција без катализатор.

Пример 10. Енергијата на активирање на одредена реакција во отсуство на катализатор е 75,24 kJ/mol, со катализатор - 50,14 kJ/mol. Колку пати се зголемува брзината на реакцијата во присуство на катализатор ако реакцијата се одвива на температура од 298 К? Решение. Да ја искористиме равенката (3.11). Замена на податоците во равенката

Билет број 2

1) ГЛАВНИ КЛАСИ НА НЕОРГАНСКИ СОединенија: Бази, оксиди, киселини, соли.

2) Be – берилиум.

Хемиски својства:берилиумот е релативно малку реактивен на собна температура. Во својата компактна форма, не реагира со вода и пареа дури и при црвени топли температури и не се оксидира со воздух до 600 °C. Кога ќе се запали, берилиумот во прав гори со силен пламен, произведувајќи оксид и нитрид. Халогените реагираат со берилиум на температури над 600 °C, а халкогените бараат уште повисоки температури.

Физички својства:Берилиумот е релативно тврд, но кршлив сребрено-бел метал. Има висок модул на еластичност - 300 GPa (за челици - 200-210 GPa). Во воздухот тој е активно покриен со постојан филм од оксид

Магнезиум (Mg). Физички својства:Магнезиумот е сребрено-бел метал со хексагонална решетка, просторна група P 63/mmc, параметри на решетка a = 0,32029 nm, c = 0,52000 nm, Z = 2. Во нормални услови, површината на магнезиумот е покриена со издржлива заштитна фолија на магнезиум оксид MgO, кој се уништува кога се загрева во воздух до приближно 600 °C, по што металот гори со заслепувачки бел пламен за да формира магнезиум оксид и нитрид Mg3N2.

Хемиски својства:Мешавина од магнезиум во прав со калиум перманганат KMnO4 - експлозив

Топол магнезиум реагира со вода:

Mg (дец.) + H2O = MgO + H2;

Алкалите не влијаат на магнезиумот, тој лесно се раствора во киселини, ослободувајќи водород:

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2;

Кога се загрева во воздух, магнезиумот согорува за да формира оксид; мала количина нитрид може да се формира и со азот:

2Mg + O2 = 2MgO;

3Mg + N2 = Mg3N2

Билет бр. 3. Растворливост- способност на супстанцијата да формира хомогени системи со други супстанции - раствори во кои супстанцијата се наоѓа во форма на поединечни атоми, јони, молекули или честички.

Заситен раствор- раствор во кој растворената супстанца во дадени услови ја достигнала својата максимална концентрација и повеќе не се раствора. Талогот од оваа супстанца е во рамнотежа со супстанцијата во раствор.

Незаситен раствор- раствор во кој концентрацијата на растворената супстанца е помала отколку во заситен раствор и во кој под дадени услови може да се раствори уште малку од неа.

Презаситени раствори- раствори кои се карактеризираат со фактот дека содржината на растворената супстанција во нив е поголема од онаа што одговара на нејзината нормална растворливост под дадени услови.

Законот на Хенри- законот според кој, на константна температура, растворливоста на гасот во дадена течност е директно пропорционална на притисокот на овој гас над растворот. Законот е погоден само за идеални решенија и ниски притисоци.

Законот на Хенри обично се пишува на следниов начин:

Каде што p е парцијалниот притисок на гасот над растворот,

c е концентрацијата на гасот во растворот во фракции од мол,

k - коефициент на Хенри.

Екстракција(од доцнолатински екстракција - екстракција), екстракција, процес на одвојување смеса од течни или цврсти материи со употреба на селективни растворувачи (екстрактанти).

Билет бр. 4. 1)Масен уделОва е односот на масата на растворената супстанција со вкупната маса на растворот. За бинарно решение

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

каде што ω(x) е масениот удел на растворената супстанција X

m(x) - маса на растворена супстанција X, g;

m(s) - маса на растворувач S, g;

m = m(x) + m(s) - маса на растворот, g.

2)Алуминиум- елемент од главната подгрупа од третата група од третиот период на периодичниот систем на хемиски елементи на Д.И. Менделеев, со атомски број 13.

Наоѓање во природата:

Природниот алуминиум се состои речиси целосно од еден стабилен изотоп, 27Al, со траги од 26Al, радиоактивен изотоп со полуживот од 720.000 години произведен во атмосферата кога јадрата на аргонот се бомбардирани од протони на космичкиот зрак.

Потврда:

Се состои од растворање на алуминиум оксид Al2O3 во стопен криолит Na3AlF6, проследено со електролиза со користење на потрошен кокс или графитни електроди. Овој метод на производство бара многу електрична енергија и затоа стана популарен дури во 20 век.

Алуминотермија- метод за производство на метали, неметали (како и легури) со редуцирање на нивните оксиди со метален алуминиум.

Билет бр. 5. РЕШЕНИЈА НА НЕЕЛЕКТРОЛИТИ, бинарен или повеќекомпонентен мол. системи, чиј состав може постојано да се менува (барем во одредени граници). За разлика од растворите на електролити, растворите на неелектролити (мол. раствори) не содржат наелектризирани честички во какви било забележливи концентрации. растворите на не-електролити можат да бидат цврсти, течни и гасовити.

Првиот закон на Раул

Првиот закон на Раул го поврзува притисокот на заситената пареа над растворот со неговиот состав; тој е формулиран на следниов начин:

Парцијалниот притисок на заситената пареа на компонентата на растворот е директно пропорционален на нејзината молска фракција во растворот, при што коефициентот на пропорционалност е еднаков на притисокот на заситената пареа над чистата компонента.

Вториот закон на Раул

Фактот дека притисокот на пареата над растворот е различен од притисокот на пареата над чистиот растворувач значително влијае на процесите на кристализација и вриење. Од првиот закон на Раул, изведени се две последици во однос на намалувањето на точката на мрзнење и зголемувањето на точката на вриење на растворите, кои во нивната комбинирана форма се познати како втор закон на Раул.

Криоскопија(од грчки kryos - ладно и scopeo - гледам) - мерење на намалувањето на точката на замрзнување на растворот во споредба со чист растворувач.

Правило на Ван'т Хоф - за секои 10 степени зголемување на температурата, константата на брзина на хомогена елементарна реакција се зголемува два до четири пати

Цврстина на водата- збир на хемиски и физички својства на водата поврзани со содржината на растворени соли на земноалкални метали, главно калциум и магнезиум.

Билет бр.6. ЕЛЕКТРОЛИТНИ РЕШЕНИЈА,содржат забележителни концентрации на јони-катјони и анјони настанати како резултат на електролитичката дисоцијација на молекулите на растворената супстанција.

Силни електролити- хемиски соединенија чии молекули во разредени раствори се речиси целосно дисоцирани во јони.

Слаби електролити- хемиски соединенија, чии молекули, дури и во високо разредени раствори, не се целосно дисоцирани на јони кои се во динамичка рамнотежа со недисоцирани молекули.

Електролитичка дисоцијација- процес на распаѓање на електролит на јони кога се раствора во поларен растворувач или при топење.

Оствалдовиот закон за разредување- однос што ја изразува зависноста на еквивалентната електрична спроводливост на разреден раствор на бинарен слаб електролит од концентрацијата на растворот:

Група 4 П-елементи– јаглерод, силициум, германиум, калај и олово.

Билет бр.7. 1) Електролитичка дисоцијација- Ова е распаѓање на супстанција на јони под влијание на молекулите на поларните растворувачи.

pH = -lg.

Пуфер решенија– тоа се раствори кога се додаваат киселини или алкалии на кои нивната pH благо се менува.

Јаглеродна киселина формира:

1) средни соли (карбонати),

2) кисели (хидрокарбонати).

Карбонатите и хидрокарбонатите се термички нестабилни:

CaCO3 = CaO + CO2^,

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

Натриум карбонат (сода пепел) е еден од главните производи на хемиската индустрија. Во воден раствор се хидролизира според реакцијата

Na2СО3 > 2Nа+ + СО3-2,

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

Натриум бикарбонат (сода бикарбона) – широко се користи во прехранбената индустрија. Поради хидролиза, растворот има и алкална средина

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

Сода пепел и сода бикарбона комуницираат со киселини

Na2СО3 + 2НCl - 2NaСl + 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.

Билет бр. 8. 1) _јонска размена во раствори:

Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 +H2O

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

CO3 + 2H → CO2 + H2O

C еволуција на гас: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl

2) Хемиски својства на азот.Азотот комуницира само со такви активни метали како литиум, калциум, магнезиум кога се загрева на релативно ниски температури. Азотот реагира со повеќето други елементи на високи температури и во присуство на катализатори. Азотните соединенија со кислород N2O, NO, N2O3, NO2 и N2O5 се добро проучени.

Физички својства на азот.Азотот е малку полесен од воздухот; густина 1,2506 kg/m3 (на 0°C и 101325 n/m2 или 760 mm Hg), точка на топење -209,86°C, точка на вриење -195,8°C. Азотот тешко се втечнува: неговата критична температура е прилично ниска (-147,1 ° C), а критичниот притисок е висок 3,39 Mn/m2 (34,6 kgf/cm2); Густината на течниот азот е 808 kg/m3. Азотот е помалку растворлив во вода отколку кислородот: на 0°C 23,3 g азот се раствораат во 1 m3 H2O. Азотот е подобро растворлив во некои јаглеводороди отколку во вода.

Билет бр. 9. Хидролиза (од грчкиот хидро - вода, лиза - распаѓање)значи разградување на супстанција со вода. Хидролиза на сол е реверзибилна реакција на сол со вода, што доведува до формирање на слаб електролит.

Водата, иако во мала мера, дисоцира:

H 2 O H + + OH – .

Натриум хлорид H2O H+ + OH–,

Na+ + Cl– + H2O Na+ + Cl– + H+ + OH–,

NaCl + H2O (без реакција) Неутрално

Натриум карбонат + HOH + OH–,

2Na+ + + H2O + OH–,

Na2CO3 + H2O NaHCО3 + NaOH алкален

Алуминиум хлорид Al3+ + HOH AlOH2+ + H+,

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

AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl Киселина

Зависност на брзината на хемиската реакција од температурата.

Брзина на хетерогени реакции.

Во хетерогени системи, реакциите се случуваат на интерфејсот. Во овој случај, концентрацијата на цврстата фаза останува речиси константна и не влијае на брзината на реакцијата. Брзината на хетерогена реакција ќе зависи само од концентрацијата на супстанцијата во течна или гасовита фаза. Затоа, концентрациите на цврсти материи не се означени во кинетичката равенка; нивните вредности се вклучени во вредностите на константите. На пример, за хетерогена реакција

може да се запише кинетичката равенка

ПРИМЕР 4. Кинетичкиот ред на реакцијата помеѓу хромот и алуминиумот е 1. Напиши ги хемиските и кинетичките равенки на реакцијата.

Реакцијата помеѓу алуминиум и хлор е хетерогена, кинетичката равенка може да се запише

ПРИМЕР 5. Кинетичка равенка на реакцијата

изгледа како

Да се ​​определи димензијата на константата на брзина и да се пресмета стапката на растворање на среброто при парцијален притисок на кислород Pa и концентрација на калиум цијанид од 0,055 mol/l.

Димензијата на константата е одредена од кинетичката равенка дадена во изјавата за проблемот:

Заменувајќи ги податоците за проблемот во кинетичката равенка, ја наоѓаме стапката на растворање на среброто:

ПРИМЕР 6. Кинетичка равенка на реакцијата

изгледа како

Како ќе се промени брзината на реакцијата ако концентрацијата на живин хлорид (М) се преполови и концентрацијата на оксалат – јоните да се удвојат?

По промената на концентрацијата на почетните материи, брзината на реакцијата се изразува со кинетичката равенка

Споредувајќи ги и, откриваме дека стапката на реакција се зголемила за 2 времиња.

Како што се зголемува температурата, брзината на хемиската реакција значително се зголемува.

Квантитативната зависност на брзината на реакцијата од температурата се одредува со правилото Ван'т Хоф.

За да се карактеризира зависноста на брзината на хемиската реакција (константа на брзината) од температурата, се користи температурниот коефициент на брзината на реакција (), наречен и Ван'т Хоф коефициент. Температурниот коефициент на брзината на реакција покажува колку пати брзината на реакцијата ќе се зголеми со зголемување на температурата на реактантите за 10 степени.

Математички, зависноста на брзината на реакцијата од температурата се изразува со релацијата

Каде – температурен коефициент на брзина;

– Т;

Т;

–– стапка на реакција константна на температура Т+ 10;

–– брзина на реакција на температура Т+ 10.

За пресметки попогодно е да се користат равенките

како и логаритамските форми на овие равенки

Зголемувањето на брзината на реакција со зголемување на температурата објаснува теорија на активирање. Според оваа теорија, кога честичките на супстанците кои реагираат, тие мора да ги надминат одбивните сили, да ги ослабат или скршат старите хемиски врски и да формираат нови. За ова мора да потрошат одредена енергија, т.е. надминете некаква енергетска бариера. Се нарекува честичка која има вишок енергија доволна да ја надмине енергетската бариера активни честички.

Во нормални услови, во системот има малку активни честички, а реакцијата се одвива со побавно темпо. Но, неактивните честички можат да станат активни ако им дадете дополнителна енергија. Еден начин да се активираат честичките е со зголемување на температурата. Како што се зголемува температурата, бројот на активни честички во системот нагло се зголемува и брзината на реакцијата се зголемува.

Законот за масовно дејство ја воспоставува врската помеѓу масите на супстанции кои реагираат во хемиските реакции во рамнотежа. Законот за масовно дејствување беше формулиран во 1864-1867 година. K. Guldberg и P. Waage. Според овој закон, брзината со која супстанциите реагираат меѓу себе зависи од нивната концентрација. Законот за масовно дејство се користи во различни пресметки на хемиски процеси. Тоа овозможува да се реши прашањето во која насока е возможен спонтаниот тек на реакцијата што се разгледува при даден сооднос на концентрациите на супстанциите што реагираат, каков принос на саканиот производ може да се добие.

Прашање 18. Правилото на Вант Хоф.

Ван'т Хофовото правило е емпириско правило кое овозможува, како прво приближување, да се процени ефектот на температурата врз брзината на хемиската реакција во мал температурен опсег (обично од 0 °C до 100 °C). Ван'т Хоф, врз основа на многу експерименти, го формулирал следново правило: Со секое зголемување на температурата за 10 степени, константата на брзината на хомогена елементарна реакција се зголемува два до четири пати. Равенката што го опишува ова правило е:

V = V0 * Y(T2 − T1) / 10

каде V е брзината на реакција на дадена температура (T2), V0 е брзината на реакција на температура T1, Y е температурен коефициент на реакцијата (ако е еднаков на 2, на пример, тогаш брзината на реакцијата ќе се зголеми 2 пати кога температурата се зголемува за 10 степени).

Треба да се запомни дека правилото на Ван'т Хоф има ограничен опсег на применливост. Многу реакции не го почитуваат, на пример, реакции што се случуваат на високи температури, многу брзи и многу бавни реакции. Правилото на Ван'т Хоф, исто така, не важи за реакции кои вклучуваат обемни молекули, како што се протеините во биолошките системи. Температурната зависност на брзината на реакцијата е поточно опишана со равенката Арениус.

V = V0 * Y(T2 − T1) / 10

Прашање 19. Енергија на активирање.

Енергија за активирањево хемијата и биологијата, минималното количество енергија што мора да се достави до системот (во хемијата изразено во џули по мол) за да се случи реакција. Терминот бил воведен од Сванте Август Арениус во 1889 година. Типична ознака за реакционата енергија е Ea.

Енергијата за активирање во физиката е минималната количина на енергија што електроните на донорската нечистотија мора да ја добијат за да влезат во проводниот опсег.

Во хемискиот модел познат како Теорија на активни судири (TAC), постојат три услови неопходни за да се појави реакција:

Молекулите мора да се судрат. Ова е важен услов, но не е доволен, бидејќи судирот не мора да предизвика реакција.

Молекулите мора да ја имаат потребната енергија (енергија на активирање). За време на хемиската реакција, молекулите кои содејствуваат мора да поминат низ средна состојба, која може да има повеќе енергија. Односно, молекулите мора да надминат енергетска бариера; ако тоа не се случи, реакцијата нема да започне.

Молекулите мора да бидат правилно ориентирани релативно едни на други.

При ниска (за одредена реакција) температура, повеќето молекули имаат енергија помала од енергијата на активирање и не се во состојба да ја надминат енергетската бариера. Меѓутоа, во супстанцијата секогаш ќе има поединечни молекули чија енергија е значително повисока од просечната. Дури и при ниски температури, повеќето реакции продолжуваат да се случуваат. Зголемувањето на температурата ви овозможува да го зголемите процентот на молекули со доволно енергија за надминување на енергетската бариера. Ова ја зголемува брзината на реакцијата.

Математички опис

Равенката Арениус ја утврдува врската помеѓу енергијата на активирање и брзината на реакција:

k е константа на брзината на реакцијата, A е фактор на фреквенција за реакцијата, R е универзална гасна константа, T е температурата во келвини.

Како што се зголемува температурата, се зголемува и веројатноста за надминување на енергетската бариера. Општо правило: зголемувањето на температурата за 10K ја удвојува брзината на реакцијата

Преодна состојба

Односот помеѓу енергијата на активирање (Ea) и енталпијата (ентропија) на реакцијата (ΔH) во присуство и отсуство на катализатор. Највисоката точка на енергија претставува енергетска бариера. Во присуство на катализатор, потребна е помалку енергија за да започне реакција.

Преодна состојба е состојба на систем во кој уништувањето и создавањето врска се избалансирани. Системот е во преодна состојба кратко време (10-15 секунди). Енергијата што мора да се потроши за да се доведе системот во преодна состојба се нарекува енергија на активирање. Во повеќестепените реакции кои вклучуваат неколку преодни состојби, енергијата на активирање одговара на највисоката енергетска вредност. По надминување на преодната состојба, молекулите повторно се расфрлаат со уништување на старите врски и формирање на нови или со трансформација на првобитните врски. Двете опции се можни, бидејќи се случуваат со ослободување на енергија (ова е јасно видливо на сликата, бидејќи и двете позиции се енергетски пониски од енергијата за активирање). Постојат супстанции кои можат да ја намалат енергијата на активирање за дадена реакција. Таквите супстанции се нарекуваат катализатори. Биолозите ги нарекуваат таквите супстанции ензими. Интересно е што катализаторите на тој начин ја забрзуваат реакцијата без самите да учествуваат во неа.