Avhengighet av hastighet på temperatur. Avhengighet av hastigheten til en kjemisk reaksjon på temperaturen. van't Hoffs regel. Temperaturkoeffisient for reaksjonshastighet. Aktiveringsenergi, entropi av aktivering av en reaksjon. Arrhenius-ligning Effekt av trykkendringer på s

På Når temperaturen øker, øker hastigheten for de fleste kjemiske reaksjoner betydelig, og for homogene reaksjoner, når den varmes opp for hver tiende grad, øker reaksjonshastigheten med 2-4 ganger.

Det totale antallet partikler i systemet (N) er lik arealet under kurven. Det totale antallet partikler med energi større enn Ea er lik det skraverte området.

Fra figur 2 kan man se at når temperaturen øker, endres energifordelingen til partikler slik at andelen partikler med høyere energi øker. Et viktig konsept for en kjemisk reaksjon er således aktiveringsenergi.

Aktiveringsenergi er energien som partikler må ha for at deres interaksjon skal føre til en kjemisk reaksjon. Aktiveringsenergien uttrykkes i kJ/mol. For reaksjoner som skjer med en merkbar hastighet, overstiger ikke aktiveringsenergien 50 kJ/mol (for ionebytterreaksjoner Ea » 0); hvis Ea > 100 kJ/mol, så er reaksjonshastigheten umåtelig lav.

I 1889 ga S. Arrhenius en ligning for avhengigheten av hastighetskonstanten til en kjemisk reaksjon på temperaturen:

k = Ae - Ea/RT

hvor en - pre-ekspotensiell faktor, avhengig av arten av de reagerende stoffene;

R- gass konstant = 8,314 J/(mol-K);

Ea- aktiveringsenergi.

Fra Arrhenius-ligningen følger det at jo høyere aktiveringsenergien er, desto mer er det nødvendig å øke temperaturen for å opprettholde den nødvendige reaksjonshastigheten.

Figur 3 viser avhengigheten av endringen i den potensielle energien til det reagerende systemet på reaksjonsveien. Fra figuren ovenfor kan det sees at for en eksoterm reaksjon (som skjer med frigjøring av varme), blir tapet av aktive molekyler fylt opp av energien som frigjøres under reaksjonen. Ved en endoterm reaksjon kreves varme for å opprettholde den nødvendige reaksjonshastigheten.


Eksoterm reaksjon	Endoterm reaksjon

Figur 10.3 Energidiagram av en kjemisk reaksjon

A - reaktanter, C - produkter.

2.4 Påvirkning av fremmedstoffer

Fremmede stoffer, avhengig av påvirkningen de har, kan akselerere reaksjoner - katalysatorer eller bremse dem - inhibitorer.

Katalysatorer- dette er stoffer som akselererer kjemiske reaksjoner, men forblir uendret etter reaksjonen.

Inhibitorer - dette er stoffer som bremser reaksjoner.I praksis er det noen ganger nødvendig å bremse reaksjoner (korrosjon av metaller etc.) dette oppnås ved å introdusere inhibitorer i reaksjonssystemet. For eksempel reduserer natriumnitritt, kaliumkromat og dikromat korrosjonshastigheten av metaller.

Arrangører- stoffer som øker aktiviteten til katalysatoren. I dette tilfellet kan det hende at promotere i seg selv ikke har katalytiske egenskaper.

Katalytiske giftstoffer- fremmede urenheter i reaksjonsblandingen, som fører til delvis eller fullstendig tap av katalysatoraktivitet. Spor av arsen og fosfor forårsaker således et raskt tap av aktivitet av V 2 O 5-katalysatoren under kontaktmetoden for å produsere H 2 SO 4.

3. Kjemisk likevekt

I kjemiske reaksjoner blir ikke alltid utgangsstoffene fullstendig omdannet til reaksjonsprodukter. Dette skjer fordi etter hvert som reaksjonsprodukter akkumuleres, kan det skapes betingelser for at den omvendte reaksjonen kan oppstå. De fleste kjemiske reaksjoner er reversible.

Som et eksempel, la oss analysere den reversible reaksjonen av ammoniakksyntese fra nitrogen og hydrogen, som er ekstremt viktig for industrien:

direkte reaksjon -2N2 + 3H2 →2NH 3 ,

revers reaksjon - 2NH 3 →N 2 + 3H 2,

reversibel reaksjon - 2N 2 + 3H 2« 2NH 3.

Forover- og bakreaksjonene er separate reaksjoner med deres tilsvarende kinetiske ligninger, pre-eksponeringsfaktorer, aktiveringsenergier, etc.

Et viktig kvantitativt kjennetegn ved reversible reaksjoner er likevektskonstanten, som bestemmes når systemet når kjemisk likevekt - en tilstand der hastighetene for forover- og reversreaksjoner er like. Eksempler på anvendelse av masseaksjonsloven (LMA).

La oss utlede likevektskonstanten ved å bruke eksemplet på ammoniakksyntesereaksjonen.

Kinetisk ligning for foroverreaksjon

N2+3H2→2NH 3

har formen Vpr = Kpr 3.

Kinetisk ligning for omvendt reaksjon

2NH3 →N 2 + 3H 2

har formen Vobr = Cobr 2.

I en tilstand av kjemisk likevekt er Vpr = Vbr.

Ved å erstatte uttrykkene for hastighetene for direkte og omvendte reaksjoner i tilstanden til kjemisk likevekt, får vi følgende likhet Kpr 3 = Cobr 2.

Etter transformasjon får vi

4. Le Chateliers prinsipp

Hvis et system i en tilstand av kjemisk likevekt er utsatt for ytre påvirkning, vil likevekten som følge av prosesser som skjer i systemet forskyves på en slik måte at effekten vil avta.

4.1 Effekt av endrede konsentrasjoner på likevekt

Når konsentrasjonen av noen av stoffene som deltar i reaksjonen øker, skifter likevekten mot forbruket av dette stoffet, og når det avtar, mot dannelsen av dette stoffet.

Eksempel 1. Hvis i et likevektssystem

2N2 + 3H2« 2NH 3

tilsett N 2 eller H 2 , så, i samsvar med Le Chateliers prinsipp, for å redusere konsentrasjonene av disse stoffene, bør likevekten skifte til høyre, utbyttet av NH 3 vil øke. Når konsentrasjonen av NH 3 øker, vil likevekten tilsvarende forskyves mot venstre.

4.2 Effekt av trykkendringer på likevekt

Trykket i et lukket reaksjonssystem bestemmes av tilstedeværelsen av gassformige stoffer i det: jo flere av dem, jo større er trykket. Derfor vil en endring i ytre trykk påvirke likevekten bare i tilfeller der gassformige stoffer er involvert, og deres mengde i forover- og bakreaksjonene er forskjellig.

Hvis trykket økes i et system som er i en tilstand av kjemisk likevekt, vil det overveiende oppstå en reaksjon, som et resultat av at mengden av gassformige stoffer avtar; når trykket synker, skjer det fortrinnsvis en reaksjon, som et resultat av at mengden av gassformige produkter øker.

Eksempel 1. Er det mulig å øke utbyttet av produkter i en reaksjon ved å endre trykket? CO 2 (g) + H 2 (g)« CO(g) + H20(g).

Løsning: Reaksjonsblandingen inkluderer gassformige reagenser, men mengden deres i reaksjonen endres ikke: fra ett mol CO 2 (g) og ett mol H2 (g), ett mol CO (g) og H 2 O (g) er oppnådd. Av denne grunn påvirker ikke endringer i trykket likevektstilstanden.

Eksempel 2. Hvordan vil likevektskonsentrasjonene av reaktanter endres med økende trykk i systemet? N2 + 3H2 «2NH3?

Fra reaksjonsligningen er det klart at fra 4 mol av gassen til startproduktene dannes 2 mol av gassen til reaksjonsproduktene. Med en økning i trykket vil likevekten således skifte fra den fremre reaksjonen, siden den fører til en reduksjon i trykket.

4.3 Effekt av temperaturendringer på kjemisk likevekt

De fleste kjemiske reaksjoner skjer med frigjøring eller absorpsjon av varme. I det første tilfellet øker temperaturen på blandingen, i det andre synker den.

Hvis en reaksjonsblanding i en tilstand av kjemisk likevekt varmes opp, bør det i samsvar med Le Chateliers prinsipp hovedsakelig skje en reaksjon, som et resultat av at varme vil bli absorbert, dvs. endoterm reaksjon; Når blandingen er avkjølt, bør det overveiende oppstå en reaksjon, som et resultat av at varme vil frigjøres, dvs. endoterm reaksjon.

Hvis temperaturen økes i et system i en tilstand av kjemisk likevekt, så skifter likevekten mot en endoterm reaksjon, og når temperaturen synker, mot en eksoterm reaksjon.

Eksempel: 2N2 + 3H2« 2NH3,H0 = -92 kJ

Reaksjonen er eksoterm, derfor, når temperaturen øker, skifter likevekten til venstre, og når temperaturen synker, skifter den til høyre.

Det følger av dette at for å øke utbyttet av ammoniakk må temperaturen senkes. I praksis holder de en temperatur på 500 0C, siden ved en lavere temperatur avtar hastigheten på den direkte reaksjonen kraftig.

Kjemisk likevekt er dynamisk i naturen: forover- og bakreaksjoner stopper ikke ved likevekt.

Likevektskonstanten avhenger av temperaturen og reaktantenes natur. Jo større likevektskonstanten er, jo mer forskyves likevekten mot dannelsen av direkte reaksjonsprodukter

Le Chateliers prinsipp er universelt, siden det ikke bare gjelder for rent kjemiske prosesser, men også på fysisk-kjemiske fenomener, som krystallisering, oppløsning, koking og fasetransformasjoner i faste stoffer.

Reaksjonshastighetens avhengighet av temperatur bestemmes omtrentlig av den empiriske Van't Hoff-regelen: For hver 10 graders endring i temperaturen endres hastigheten på de fleste reaksjoner med 2-4 ganger.

Matematisk er van't Hoffs regel uttrykt som følger:

hvor v(T2) og v(T1) er henholdsvis reaksjonshastigheter ved temperaturer T2 og T1 (T2> T1);

γ-temperaturkoeffisient for reaksjonshastighet.

Verdien av γ for en endoterm reaksjon er høyere enn for en eksoterm. For mange reaksjoner ligger γ i området 2-4.

Den fysiske betydningen av verdien γ er at den viser hvor mange ganger reaksjonshastigheten endres med en endring i temperaturen for hver 10. grad.

Siden reaksjonshastigheten og hastighetskonstanten til en kjemisk reaksjon er direkte proporsjonale, skrives uttrykk (3.6) ofte i følgende form:

(3.7)

hvor k(T2), k(T1) er henholdsvis reaksjonshastighetskonstanter

ved temperaturer T2 og T1;

γ er temperaturkoeffisienten til reaksjonshastigheten.

Eksempel 8. Hvor mange grader må temperaturen økes for å øke reaksjonshastigheten med 27 ganger? Reaksjonstemperaturkoeffisienten er 3.

Løsning. Vi bruker uttrykk (3.6):

Vi får: 27 = , = 3, DT = 30.

Svar: 30 grader.

Reaksjonshastigheten og tiden den skjer er omvendt proporsjonal: jo større v, jo mer

mindre enn t. Matematisk uttrykkes dette ved relasjonen

Eksempel 9. Ved en temperatur på 293 K fortsetter reaksjonen på 2 minutter. Hvor lang tid vil det ta før denne reaksjonen skjer ved en temperatur på 273 K hvis γ = 2.

Løsning. Fra ligning (3.8) følger det:

Vi bruker ligning (3.6), siden Vi får:

min.

Svar: 8 min.

Van't Hoffs regel gjelder for et begrenset antall kjemiske reaksjoner. Effekten av temperatur på hastigheten til prosesser bestemmes ofte ved å bruke Arrhenius-ligningen.

Arrhenius-ligningen . I 1889 utledet den svenske vitenskapsmannen S. Arre-1ius, basert på eksperimenter, en ligning som er oppkalt etter ham

hvor k er reaksjonshastighetskonstanten;

k0 - pre-eksponentiell faktor;

e er basisen til den naturlige logaritmen;

Ea er en konstant kalt aktiveringsenergi, bestemt av naturen til reagensene:

R er den universelle gasskonstanten lik 8,314 J/mol×K.

Ea-verdier for kjemiske reaksjoner varierer fra 4 til 400 kJ/mol.

Mange reaksjoner er preget av en viss energibarriere. For å overvinne det er aktiveringsenergi nødvendig - noe overskuddsenergi (sammenlignet med den skadelige energien til molekyler ved en gitt temperatur), som molekylene må ha for at deres kollisjon skal være effektiv, det vil si føre til dannelsen av en ny substans. Når temperaturen stiger, øker antallet aktive molekyler raskt, noe som fører til en kraftig økning i reaksjonshastigheten.

Generelt, hvis reaksjonstemperaturen endres fra T1 til T2, har ligning (3.9) etter logaritmen formen:

. (3.10)

Denne ligningen lar deg beregne aktiveringsenergien til en reaksjon når temperaturen endres fra T1 til T2.

Hastigheten av kjemiske reaksjoner øker i nærvær av en katalysator. Effekten av en katalysator er at den danner ustabile mellomforbindelser (aktiverte komplekser) med reagenser, hvis nedbrytning fører til dannelse av reaksjonsprodukter. I dette tilfellet avtar aktiveringsenergien, og molekyler hvis energi var utilstrekkelig til å utføre reaksjonen i fravær av en katalysator, blir aktive. Som et resultat øker det totale antallet aktive molekyler og reaksjonshastigheten øker.

Endringen i reaksjonshastigheten i nærvær av en katalysator uttrykkes ved følgende ligning:

, (3.11)

hvor vcat, og Ea(cat) er hastigheten og aktiveringsenergien til en kjemisk reaksjon i nærvær av en katalysator;

v og Ea er hastigheten og aktiveringsenergien til en kjemisk reaksjon uten katalysator.

Eksempel 10. Aktiveringsenergien til en viss reaksjon i fravær av en katalysator er 75,24 kJ/mol, med en katalysator - 50,14 kJ/mol. Hvor mange ganger øker reaksjonshastigheten i nærvær av en katalysator hvis reaksjonen skjer ved en temperatur på 298 K? Løsning. La oss bruke ligning (3.11). Bytter data inn i ligningen

Billett nr. 2

1) HOVEDKLASSER AV UORGANISKE FORBINDELSER: Baser, oksider, syrer, salter.

2) Be – beryllium.

Kjemiske egenskaper: beryllium er relativt lite reaktivt ved romtemperatur. I sin kompakte form reagerer den ikke med vann og damp selv ved rød varme temperaturer og oksideres ikke av luft opp til 600 °C. Når det antennes, brenner berylliumpulver med en skarp flamme, og produserer oksid og nitrid. Halogener reagerer med beryllium ved temperaturer over 600 °C, og kalkogener krever enda høyere temperaturer.

Fysiske egenskaper: Beryllium er et relativt hardt, men sprøtt sølvhvitt metall. Den har en høy elastisitetsmodul - 300 GPa (for stål - 200-210 GPa). I luft er den aktivt dekket med en vedvarende oksidfilm

Magnesium (Mg). Fysiske egenskaper: Magnesium er et sølvhvitt metall med et sekskantet gitter, romgruppe P 63/mmc, gitterparametre a = 0,32029 nm, c = 0,52000 nm, Z = 2. Under normale forhold er overflaten av magnesium dekket med en slitesterk beskyttende film av magnesiumoksid MgO , som ødelegges når det varmes opp i luft til omtrent 600 °C, hvoretter metallet brenner med en blendende hvit flamme for å danne magnesiumoksid og nitrid Mg3N2.

Kjemiske egenskaper: En blanding av pulverisert magnesium med kaliumpermanganat KMnO4 - eksplosiv

Varmt magnesium reagerer med vann:

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

Alkalier påvirker ikke magnesium; det løses lett opp i syrer og frigjør hydrogen:

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2;

Når det varmes opp i luft, brenner magnesium for å danne et oksid; en liten mengde nitrid kan også dannes med nitrogen:

2Mg + O2 = 2MgO;

3Mg + N2 = Mg3N2

Billett nr. 3. Løselighet- et stoffs evne til å danne homogene systemer med andre stoffer - løsninger der stoffet finnes i form av individuelle atomer, ioner, molekyler eller partikler.

Mettet løsning- en løsning der det oppløste stoffet under gitte forhold har nådd sin maksimale konsentrasjon og ikke lenger oppløses. Bunnfallet av dette stoffet er i likevekt med stoffet i løsning.

Umettet løsning- en løsning der konsentrasjonen av det oppløste stoffet er mindre enn i en mettet løsning, og som under de gitte forholdene kan løses opp noe mer av det.

Overmettede løsninger- løsninger karakterisert ved at innholdet av oppløst stoff i dem er større enn det som tilsvarer dets normale løselighet under gitte forhold.

Henrys lov- loven som ved konstant temperatur er at løseligheten til en gass i en gitt væske er direkte proporsjonal med trykket til denne gassen over løsningen. Loven er kun egnet for ideelle løsninger og lavtrykk.

Henrys lov er vanligvis skrevet som følger:

Hvor p er partialtrykket til gassen over løsningen,

c er gasskonsentrasjonen i løsningen i fraksjoner av en mol,

k - Henrys koeffisient.

Utdrag(fra Late Latin extractio - ekstraksjon), ekstraksjon, prosessen med å separere en blanding av flytende eller faste stoffer ved bruk av selektive løsningsmidler (ekstraksjonsmidler).

Billett nr. 4. 1)Massefraksjon Dette er forholdet mellom massen av det oppløste stoffet og den totale massen av løsningen. For en binær løsning

ω(x) = m(x) / (m(x) + m(s)) = m(x) /m

hvor ω(x) er massefraksjonen av oppløst stoff X

m(x) - masse av oppløst stoff X, g;

m(s) - masse av løsningsmiddel S, g;

m = m(x) + m(s) - masse av løsning, g.

2)Aluminium- et element i hovedundergruppen til den tredje gruppen i den tredje perioden av det periodiske systemet av kjemiske elementer av D. I. Mendeleev, med atomnummer 13.

Å finne i naturen:

Naturlig aluminium består nesten utelukkende av en enkelt stabil isotop, 27Al, med spor av 26Al, en radioaktiv isotop med en halveringstid på 720 000 år produsert i atmosfæren når argonkjerner bombarderes av kosmiske stråleprotoner.

Kvittering:

Den består av oppløsning av aluminiumoksyd Al2O3 i smeltet kryolitt Na3AlF6, etterfulgt av elektrolyse ved bruk av forbrukbare koks- eller grafittelektroder. Denne produksjonsmetoden krever mye strøm, og ble derfor populær først på 1900-tallet.

Aluminotermi- en metode for å produsere metaller, ikke-metaller (så vel som legeringer) ved å redusere deres oksider med metallisk aluminium.

Billett nr. 5. LØSNINGER AV IKKE-ELEKTROLYTT, binær eller multikomponent mol. systemer, hvis sammensetning kan endres kontinuerlig (i hvert fall innenfor visse grenser). I motsetning til løsninger av elektrolytter, inneholder løsninger av ikke-elektrolytter (mol. løsninger) ingen ladede partikler i noen merkbare konsentrasjoner. løsninger av ikke-elektrolytter kan være faste, flytende og gassformige.

Raoults første lov

Raoults første lov relaterer det mettede damptrykket over en løsning til dens sammensetning; den er formulert slik:

Partialtrykket til den mettede dampen til en løsningskomponent er direkte proporsjonal med dens molfraksjon i løsningen, med proporsjonalitetskoeffisienten som er lik det mettede damptrykket over den rene komponenten.

Raoults andre lov

Det faktum at damptrykket over løsningen er forskjellig fra damptrykket over det rene løsningsmidlet, påvirker prosessene med krystallisering og koking betydelig. Fra Raoults første lov utledes to konsekvenser angående reduksjonen i frysepunktet og økningen i kokepunktet for løsninger, som i sin kombinerte form er kjent som Raoults andre lov.

Kryoskopi(fra gresk kryos - kaldt og scopeo - jeg ser) - måling av reduksjonen i frysepunktet til en løsning sammenlignet med et rent løsemiddel.

Van't Hoffs regel - For hver 10 graders økning i temperatur, øker hastighetskonstanten for en homogen elementær reaksjon to til fire ganger

Vannets hardhet- et sett med kjemiske og fysiske egenskaper til vann assosiert med innholdet av oppløste salter av jordalkalimetaller, hovedsakelig kalsium og magnesium.

Billett nr. 6. ELEKTROLYTTLØSNINGER, inneholder merkbare konsentrasjoner av ioner-kationer og anioner dannet som et resultat av elektrolytisk dissosiasjon av molekyler av det oppløste stoffet.

Sterke elektrolytter- kjemiske forbindelser hvis molekyler i fortynnede løsninger er nesten fullstendig dissosiert til ioner.

Svake elektrolytter- kjemiske forbindelser, hvis molekyler, selv i svært fortynnede løsninger, ikke er fullstendig dissosiert til ioner som er i dynamisk likevekt med udissosierte molekyler.

Elektrolytisk dissosiasjon- prosessen med dekomponering av en elektrolytt til ioner når den er oppløst i et polart løsningsmiddel eller under smelting.

Ostwalds utvanningslov- et forhold som uttrykker avhengigheten av den ekvivalente elektriske ledningsevnen til en fortynnet løsning av en binær svak elektrolytt av konsentrasjonen av løsningen:

Gruppe 4 P-elementer– karbon, silisium, germanium, tinn og bly.

Billett nr. 7. 1) Elektrolytisk dissosiasjon– Dette er nedbryting av et stoff til ioner under påvirkning av polare løsemiddelmolekyler.

pH = -lg.

Bufferløsninger– dette er løsninger når det tilsettes syrer eller alkalier der pH endres litt.

Karbonsyre former:

1) mellomstore salter (karbonater),

2) sure (hydrokarbonater).

Karbonater og hydrokarbonater er termisk ustabile:

CaCO3 = CaO + CO2^,

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

Natriumkarbonat (soda) er et av hovedproduktene i den kjemiske industrien. I vandig løsning hydrolyseres det i henhold til reaksjonen

Na2СО3 > 2Nа+ + СО3-2,

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

Natriumbikarbonat (natron) – mye brukt i næringsmiddelindustrien. På grunn av hydrolyse har løsningen også et alkalisk miljø

NaHC03 > Na+ + HCO3-,HCO3- + H-OH - H2CO3 + OH-.

Soda og natron samhandler med syrer

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.

Billett nr. 8. 1)_ionebytte i løsninger:

Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 + H2O

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

CO3 + 2H → CO2 + H2O

C gassutvikling: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl

2) Kjemiske egenskaper til nitrogen. Nitrogen interagerer bare med slike aktive metaller som litium, kalsium, magnesium når det varmes opp til relativt lave temperaturer. Nitrogen reagerer med de fleste andre grunnstoffer ved høye temperaturer og i nærvær av katalysatorer. Nitrogenforbindelser med oksygen N2O, NO, N2O3, NO2 og N2O5 er godt studert.

Fysiske egenskaper til nitrogen. Nitrogen er litt lettere enn luft; tetthet 1,2506 kg/m3 (ved 0°C og 101325 n/m2 eller 760 mm Hg), smeltepunkt -209,86°C, kokepunkt -195,8°C. Nitrogen flyter med vanskeligheter: den kritiske temperaturen er ganske lav (-147,1 ° C) og dens kritiske trykk er høyt 3,39 Mn/m2 (34,6 kgf/cm2); Tettheten av flytende nitrogen er 808 kg/m3. Nitrogen er mindre løselig i vann enn oksygen: ved 0°C løses 23,3 g nitrogen i 1 m3 H2O. Nitrogen er løselig i noen hydrokarboner bedre enn i vann.

Billett nr. 9. Hydrolyse (fra det greske hydro - vann, lysis - dekomponering) betyr nedbrytning av et stoff med vann. Salthydrolyse er den reversible reaksjonen av salt med vann, som fører til dannelsen av en svak elektrolytt.

Vann, selv om det er i liten grad, dissosierer:

H 2 O H + + OH – .

Natriumklorid H2O H+ + OH–,

Na+ + Cl– + H2O Na+ + Cl– + H+ + OH–,

NaCl + H2O (ingen reaksjon) Nøytral

Natriumkarbonat + HOH + OH–,

2Na+ + + H2O + OH–,

Na2CO3 + H2O NaHCО3 + NaOH Alkalisk

Aluminiumklorid Al3+ + HOH AlOH2+ + H+,

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

AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl Syre

Avhengighet av hastigheten til en kjemisk reaksjon på temperaturen.

Hastighet for heterogene reaksjoner.

I heterogene systemer oppstår reaksjoner i grensesnittet. I dette tilfellet forblir konsentrasjonen av den faste fasen nesten konstant og påvirker ikke reaksjonshastigheten. Hastigheten til en heterogen reaksjon vil kun avhenge av konsentrasjonen av stoffet i væske- eller gassfasen. Konsentrasjonene av faste stoffer er derfor ikke angitt i den kinetiske ligningen; deres verdier er inkludert i verdiene til konstantene. For eksempel for en heterogen reaksjon

den kinetiske ligningen kan skrives

EKSEMPEL 4. Den kinetiske rekkefølgen av reaksjonen mellom krom og aluminium er 1. Skriv de kjemiske og kinetiske ligningene for reaksjonen.

Reaksjonen mellom aluminium og klor er heterogen, den kinetiske ligningen kan skrives

EKSEMPEL 5. Kinetisk ligning av reaksjonen

ser ut som

Bestem dimensjonen til hastighetskonstanten og beregn hastigheten for sølvoppløsning ved et partialtrykk av oksygen Pa og en kaliumcyanidkonsentrasjon på 0,055 mol/l.

Dimensjonen til konstanten bestemmes fra den kinetiske ligningen gitt i problemstillingen:

Ved å erstatte problemdataene i den kinetiske ligningen finner vi hastigheten for sølvoppløsning:

EKSEMPEL 6. Kinetisk ligning av reaksjonen

ser ut som

Hvordan vil reaksjonshastigheten endres hvis konsentrasjonen av kvikksølvklorid (M) halveres, og konsentrasjonen av oksalat – ioner å doble?

Etter endring av konsentrasjonen av utgangsstoffene uttrykkes reaksjonshastigheten ved den kinetiske ligningen

Ved å sammenligne og finner vi at reaksjonshastigheten økte med 2 ganger.

Når temperaturen øker, øker hastigheten på en kjemisk reaksjon markant.

Reaksjonshastighetens kvantitative avhengighet av temperatur bestemmes av Van't Hoff-regelen.

For å karakterisere avhengigheten av hastigheten til en kjemisk reaksjon (hastighetskonstant) av temperaturen, brukes temperaturkoeffisienten for reaksjonshastigheten (), også kalt Van't Hoff-koeffisienten. Temperaturkoeffisienten til reaksjonshastigheten viser hvor mange ganger reaksjonshastigheten vil øke med en økning i temperaturen på reaktantene med 10 grader.

Matematisk uttrykkes reaksjonshastighetens avhengighet av temperatur ved relasjonen

Hvor – temperaturkoeffisient for hastighet;

– T;

–– reaksjonshastighetskonstant ved temperatur T+ 10;

–– reaksjonshastighet ved temperatur T+ 10.

For beregninger er det mer praktisk å bruke ligningene

samt logaritmiske former for disse ligningene

Økningen i reaksjonshastigheten med økende temperatur forklarer aktiveringsteori. I følge denne teorien, når partikler av reagerende stoffer kolliderer, må de overvinne frastøtende krefter, svekke eller bryte gamle kjemiske bindinger og danne nye. De må bruke en viss energi på dette, dvs. overvinne en slags energibarriere. En partikkel som har overskuddsenergi tilstrekkelig til å overvinne energibarrieren kalles aktive partikler.

Under normale forhold er det få aktive partikler i systemet, og reaksjonen går langsommere. Men inaktive partikler kan bli aktive hvis du gir dem ekstra energi. En måte å aktivere partikler på er å øke temperaturen. Når temperaturen stiger, øker antallet aktive partikler i systemet kraftig og reaksjonshastigheten øker.

Loven om massevirkning etablerer forholdet mellom massene av reagerende stoffer i kjemiske reaksjoner ved likevekt. Loven om masseaksjon ble formulert i 1864-1867. K. Guldberg og P. Waage. I henhold til denne loven avhenger hastigheten med hvilken stoffer reagerer med hverandre av konsentrasjonen deres. Massevirkningsloven brukes i ulike beregninger av kjemiske prosesser. Det gjør det mulig å løse spørsmålet i hvilken retning det spontane forløpet av reaksjonen under vurdering er mulig ved et gitt forhold mellom konsentrasjonene av de reagerende stoffene, hvilket utbytte av det ønskede produktet kan oppnås.

Spørsmål 18. Van't Hoffs regel.

Van't Hoffs regel er en empirisk regel som tillater, som en første tilnærming, å estimere effekten av temperatur på hastigheten til en kjemisk reaksjon i et lite temperaturområde (vanligvis fra 0 °C til 100 °C). Van't Hoff, basert på mange eksperimenter, formulerte følgende regel: For hver 10 graders økning i temperatur øker hastighetskonstanten for en homogen elementær reaksjon to til fire ganger. Ligningen som beskriver denne regelen er:

V = V0 * Y(T2 − T1) / 10

hvor V er reaksjonshastigheten ved en gitt temperatur (T2), V0 er reaksjonshastigheten ved temperatur T1, Y er temperaturkoeffisienten for reaksjonen (hvis den for eksempel er lik 2, vil reaksjonshastigheten øke 2 ganger når temperaturen øker med 10 grader).

Det bør huskes at Van't Hoffs regel har et begrenset anvendelsesområde. Mange reaksjoner følger den ikke, for eksempel reaksjoner som skjer ved høye temperaturer, veldig raske og veldig langsomme reaksjoner. Van't Hoffs regel gjelder heller ikke for reaksjoner som involverer voluminøse molekyler, for eksempel proteiner i biologiske systemer. Temperaturavhengigheten til reaksjonshastigheten er mer korrekt beskrevet av Arrhenius-ligningen.

V = V0 * Y(T2 − T1) / 10

Spørsmål 19. Aktiveringsenergi.

Aktiveringsenergi i kjemi og biologi, minimumsmengden energi som må tilføres systemet (i kjemi uttrykt i joule per mol) for at en reaksjon skal skje. Begrepet ble introdusert av Svante August Arrhenius i 1889. En typisk betegnelse for reaksjonsenergien er Ea.

Aktiveringsenergi i fysikk er minimumsmengden energi som elektroner av en donorurenhet må motta for å komme inn i ledningsbåndet.

I den kjemiske modellen kjent som Theory of Active Collisions (TAC), er det tre forhold som er nødvendige for at en reaksjon skal oppstå:

Molekyler må kollidere. Dette er en viktig tilstand, men den er ikke tilstrekkelig, siden en kollisjon ikke nødvendigvis forårsaker en reaksjon.

Molekyler må ha nødvendig energi (aktiveringsenergi). Under en kjemisk reaksjon må de interagerende molekylene passere gjennom en mellomtilstand, som kan ha høyere energi. Det vil si at molekylene må overvinne en energibarriere; hvis dette ikke skjer, vil ikke reaksjonen begynne.

Molekylene må være riktig orientert i forhold til hverandre.

Ved lav (for en viss reaksjon) temperatur har de fleste molekyler energi mindre enn aktiveringsenergien og klarer ikke å overvinne energibarrieren. Men i et stoff vil det alltid være individuelle molekyler hvis energi er betydelig høyere enn gjennomsnittet. Selv ved lave temperaturer fortsetter de fleste reaksjoner å oppstå. Ved å øke temperaturen kan du øke andelen molekyler med tilstrekkelig energi til å overvinne energibarrieren. Dette øker reaksjonshastigheten.

Matematisk beskrivelse

Arrhenius-ligningen etablerer forholdet mellom aktiveringsenergi og reaksjonshastighet:

k er reaksjonshastighetskonstanten, A er frekvensfaktoren for reaksjonen, R er den universelle gasskonstanten, T er temperaturen i kelvin.

Når temperaturen stiger, øker sannsynligheten for å overvinne energibarrieren. Generell tommelfingerregel: en temperaturøkning på 10K dobler reaksjonshastigheten

Overgangsfase

Forholdet mellom aktiveringsenergien (Ea) og entalpien (entropien) av reaksjonen (ΔH) i nærvær og fravær av en katalysator. Det høyeste energipunktet representerer en energibarriere. I nærvær av en katalysator kreves det mindre energi for å starte en reaksjon.

En overgangstilstand er en tilstand i et system der ødeleggelsen og opprettelsen av en forbindelse er balansert. Systemet er i en overgangstilstand i kort tid (10-15 s). Energien som må brukes for å bringe systemet inn i en overgangstilstand kalles aktiveringsenergi. I flertrinnsreaksjoner som inkluderer flere overgangstilstander, tilsvarer aktiveringsenergien den høyeste energiverdien. Etter å ha overvunnet overgangstilstanden, spres molekylene igjen med ødeleggelse av gamle bindinger og dannelse av nye eller med transformasjon av de opprinnelige bindingene. Begge alternativene er mulige, siden de oppstår med frigjøring av energi (dette er tydelig synlig i figuren, siden begge posisjonene er energisk lavere enn aktiveringsenergien). Det finnes stoffer som kan redusere aktiveringsenergien for en gitt reaksjon. Slike stoffer kalles katalysatorer. Biologer kaller slike stoffer enzymer. Interessant nok fremskynder katalysatorer dermed reaksjonen uten å delta i den selv.