Varësia e shpejtësisë nga temperatura. Varësia e shpejtësisë së një reaksioni kimik nga temperatura. rregulli i van't Hoff. Koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit. Energjia e aktivizimit, entropia e aktivizimit të një reaksioni. Ekuacioni Arrhenius Efekti i ndryshimeve të presionit në f

Në Me rritjen e temperaturës, shpejtësia e shumicës së reaksioneve kimike rritet ndjeshëm, dhe për reaksionet homogjene, kur nxehen për çdo dhjetë gradë, shpejtësia e reagimit rritet me 2-4 herë.

Numri i përgjithshëm i grimcave në sistemin (N) është i barabartë me sipërfaqen nën kurbë. Numri i përgjithshëm i grimcave me energji më të madhe se Ea është i barabartë me zonën e hijes.

Nga Figura 2 mund të shihet se me rritjen e temperaturës, shpërndarja e energjisë e grimcave ndryshon në mënyrë që proporcioni i grimcave me energji më të lartë rritet. Kështu, një koncept i rëndësishëm për një reaksion kimik është energjia e aktivizimit.

Energjia e aktivizimit është energjia që duhet të kenë grimcat në mënyrë që ndërveprimi i tyre të çojë në një reaksion kimik. Energjia e aktivizimit shprehet në kJ/mol. Për reaksionet që ndodhin me një shpejtësi të dukshme, energjia e aktivizimit nuk kalon 50 kJ/mol (për reaksionet e shkëmbimit të joneve Ea » 0); nëse Ea > 100 kJ/mol, atëherë shpejtësia e reagimit është jashtëzakonisht e ulët.

Në 1889, S. Arrhenius dha një ekuacion për varësinë e konstantës së shpejtësisë së një reaksioni kimik nga temperatura:

k = Ae - Ea/RT

ku, A - faktori paraekspopotencial, në varësi të natyrës së substancave reaguese;

R- konstante gazi = 8,314 J/(mol? K);

Ea- energjia e aktivizimit.

Nga ekuacioni Arrhenius rezulton se sa më e lartë të jetë energjia e aktivizimit, aq më shumë është e nevojshme të rritet temperatura për të ruajtur shpejtësinë e kërkuar të reagimit.

Figura 3 tregon varësinë e ndryshimit të energjisë potenciale të sistemit që reagon nga rruga e reaksionit. Nga figura e mësipërme mund të shihet se për një reaksion ekzotermik (i cili ndodh me lëshimin e nxehtësisë), humbja e molekulave aktive plotësohet nga energjia e çliruar gjatë reaksionit. Në rastin e një reaksioni endotermik, kërkohet nxehtësi për të ruajtur shpejtësinë e kërkuar të reagimit.


Reaksion ekzotermik	Reaksioni endotermik

Figura 10.3 Diagrami i energjisë i një reaksioni kimik

A - reaktantë, C - produkte.

2.4 Ndikimi i substancave të huaja

Substancat e huaja, në varësi të ndikimit që kanë, mund të përshpejtojnë reaksionet - katalizatorë ose ngadalësojnë ato - frenues.

Katalizatorët- këto janë substanca që përshpejtojnë reaksionet kimike, por mbeten të pandryshuara pas reaksionit.

Frenuesit - këto janë substanca që ngadalësojnë reaksionet.Në praktikë ndonjëherë është e nevojshme të ngadalësohen reaksionet (korrozioni i metaleve etj.) kjo arrihet me futjen e inhibitorëve në sistemin e reaksionit. Për shembull, nitriti i natriumit, kromati i kaliumit dhe dikromati zvogëlojnë shkallën e korrozionit të metaleve.

Promovuesit- substanca që rrisin aktivitetin e katalizatorit. Në këtë rast, vetë promotorët mund të mos kenë veti katalitike.

Helmet katalitike- papastërtitë e huaja në përzierjen e reaksionit, që çojnë në humbje të pjesshme ose të plotë të aktivitetit të katalizatorit. Kështu, gjurmët e arsenikut dhe fosforit shkaktojnë një humbje të shpejtë të aktivitetit nga katalizatori V2O5 gjatë metodës së kontaktit për prodhimin e H2SO4.

3. Ekuilibri kimik

Në reaksionet kimike, substancat fillestare jo gjithmonë shndërrohen plotësisht në produkte të reaksionit. Kjo ndodh sepse ndërsa produktet e reaksionit grumbullohen, mund të krijohen kushte që të ndodhë reaksioni i kundërt. Shumica e reaksioneve kimike janë të kthyeshme.

Si shembull, le të analizojmë reagimin e kthyeshëm të sintezës së amoniakut nga azoti dhe hidrogjeni, i cili është jashtëzakonisht i rëndësishëm për industrinë:

reagim i drejtpërdrejtë -2N 2 + 3H 2 →2NH 3 ,

reaksioni i kundërt - 2NH 3 →N 2 + 3H 2,

reaksion i kthyeshëm - 2N 2 + 3H 2« 2NH 3.

Reaksionet e përparme dhe të kundërta janë reaksione të veçanta me ekuacionet e tyre kinetike përkatëse, faktorët e para-ekspozimit, energjitë e aktivizimit, etj.

Një karakteristikë e rëndësishme sasiore e reaksioneve të kthyeshme është konstanta e ekuilibrit, e cila përcaktohet kur sistemi arrin ekuilibrin kimik - një gjendje në të cilën ritmet e reaksioneve të përparme dhe të kundërta janë të barabarta. Shembuj të zbatimit të ligjit të veprimit masiv (LMA).

Le të nxjerrim konstantën e ekuilibrit duke përdorur shembullin e reaksionit të sintezës së amoniakut.

Ekuacioni kinetik i reaksionit përpara

N 2 +3H 2 →2NH 3

ka formën Vpr = Kpr 3.

Ekuacioni kinetik i reaksionit të kundërt

2NH 3 →N 2 + 3H 2

ka formën Vobr = Cobr 2.

Në një gjendje ekuilibri kimik, Vpr = Vbr.

Duke zëvendësuar shprehjet për shpejtësinë e reaksioneve të drejtpërdrejta dhe të kundërta në gjendjen e ekuilibrit kimik, marrim barazinë e mëposhtme Kpr 3 = Cobr 2.

Pas transformimit marrim

4. Parimi i Le Chatelier

Nëse një sistem në gjendje ekuilibri kimik i nënshtrohet ndonjë ndikimi të jashtëm, atëherë ekuilibri si rezultat i proceseve që ndodhin në sistem do të zhvendoset në atë mënyrë që efekti të ulet.

4.1 Efekti i ndryshimit të përqendrimeve në ekuilibër

Kur rritet përqendrimi i ndonjë prej substancave që marrin pjesë në reaksion, ekuilibri zhvendoset drejt konsumit të kësaj lënde dhe kur zvogëlohet, drejt formimit të kësaj lënde.

Shembulli 1. Nëse në një sistem ekuilibri

2N 2 + 3H 2« 2NH 3

shtoni N 2 ose H 2 , pastaj, në përputhje me parimin e Le Chatelier, për të zvogëluar përqendrimet e këtyre substancave, ekuilibri duhet të zhvendoset në të djathtë, rendimenti i NH 3 do të rritet. Ndërsa përqendrimi i NH 3 rritet, ekuilibri do të zhvendoset përkatësisht në të majtë.

4.2 Efekti i ndryshimeve të presionit në ekuilibër

Presioni në një sistem reaksioni të mbyllur përcaktohet nga prania e substancave të gazta në të: sa më shumë prej tyre, aq më i madh është presioni. Prandaj, një ndryshim në presionin e jashtëm do të ndikojë në ekuilibër vetëm në rastet kur përfshihen substanca të gazta dhe sasia e tyre në reaksionet e përparme dhe të kundërta është e ndryshme.

Nëse presioni rritet në një sistem që është në një gjendje ekuilibri kimik, atëherë do të ndodhë kryesisht një reaksion, si rezultat i të cilit sasia e substancave të gazta zvogëlohet; kur presioni ulet, preferohet një reaksion, si rezultat i të cilit rritet sasia e produkteve të gazta.

Shembulli 1. A është e mundur të rritet rendimenti i produkteve në një reaksion duke ndryshuar presionin? CO 2 (g) + H 2 (g)« CO(g) + H 2 O (g).

Zgjidhja: Përzierja e reaksionit përfshin reagentë të gaztë, por sasia e tyre në reaksion nuk ndryshon: nga një mol CO 2 (g) dhe një mol H2 (g), një mol CO (g) dhe H 2 O (g) janë fituar. Për këtë arsye, ndryshimet në presion nuk ndikojnë në gjendjen e ekuilibrit.

Shembulli 2. Si do të ndryshojnë përqendrimet e ekuilibrit të reaktantëve me rritjen e presionit në sistem? N 2 + 3H 2 « 2NH 3 ?

Nga ekuacioni i reaksionit del qartë se nga 4 mole gaz të produkteve fillestare, formohen 2 mole gaz të produkteve të reaksionit. Kështu, me një rritje të presionit, ekuilibri do të zhvendoset nga reagimi përpara, pasi çon në një ulje të presionit.

4.3 Efekti i ndryshimeve të temperaturës në ekuilibrin kimik

Shumica e reaksioneve kimike ndodhin me çlirimin ose thithjen e nxehtësisë. Në rastin e parë, temperatura e përzierjes rritet, në të dytën zvogëlohet.

Nëse një përzierje e reaksionit në një gjendje ekuilibri kimik nxehet, atëherë, në përputhje me parimin e Le Chatelier, duhet të ndodhë një reaksion kryesisht, si rezultat i të cilit nxehtësia do të absorbohet, d.m.th. reaksion endotermik; Kur përzierja të ftohet, duhet të ndodhë kryesisht një reaksion, si rezultat i të cilit do të lirohet nxehtësia, d.m.th. reaksion endotermik.

Nëse temperatura rritet në një sistem në gjendje ekuilibri kimik, atëherë ekuilibri zhvendoset drejt një reaksioni endotermik, dhe kur temperatura ulet, drejt një reaksioni ekzotermik.

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

Reaksioni është ekzotermik, prandaj, me rritjen e temperaturës, ekuilibri zhvendoset majtas dhe me uljen e temperaturës zhvendoset djathtas.

Nga kjo rrjedh se për të rritur rendimentin e amoniakut, temperatura duhet të ulet. Në praktikë, ata mbajnë një temperaturë prej 500 0C, pasi në një temperaturë më të ulët shkalla e reagimit të drejtpërdrejtë zvogëlohet ndjeshëm.

Ekuilibri kimik ka natyrë dinamike: reaksionet e përparme dhe të kundërta nuk ndalen në ekuilibër.

Konstanta e ekuilibrit varet nga temperatura dhe natyra e reaktantëve. Sa më e madhe të jetë konstanta e ekuilibrit, aq më shumë ekuilibri zhvendoset drejt formimit të produkteve të reaksionit të drejtpërdrejtë.

Parimi i Le Chatelier është universal, pasi është i zbatueshëm jo vetëm për proceset thjesht kimike, por edhe për fenomenet fiziko-kimike, të tilla si kristalizimi, shpërbërja, zierja dhe transformimet fazore në trupa të ngurtë.

Varësia e shpejtësisë së reagimit nga temperatura përcaktohet afërsisht nga rregulli empirik i Van't Hoff: Me çdo ndryshim 10 gradë në temperaturë, shkalla e shumicës së reaksioneve ndryshon me 2-4 herë.

Matematikisht, rregulli i van't Hoff shprehet si më poshtë:

ku v(T2) dhe v(T1) janë shpejtësia e reagimit, respektivisht, në temperaturat T2 dhe T1 (T2> T1);

γ-koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit.

Vlera e γ për një reaksion endotermik është më i lartë se për një ekzotermik. Për shumë reagime, γ shtrihet në intervalin 2-4.

Kuptimi fizik i vlerës γ është se tregon sa herë ndryshon shpejtësia e reagimit me një ndryshim të temperaturës për çdo 10 gradë.

Meqenëse shpejtësia e reaksionit dhe konstantja e shpejtësisë së një reaksioni kimik janë drejtpërdrejt proporcionale, shprehja (3.6) shpesh shkruhet në formën e mëposhtme:

(3.7)

ku k(T2), k(T1) janë përkatësisht konstante të shpejtësisë së reaksionit

në temperaturat T2 dhe T1;

γ është koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit.

Shembulli 8. Sa gradë duhet të rritet temperatura për të rritur shpejtësinë e reagimit me 27 herë? Koeficienti i temperaturës së reagimit është 3.

Zgjidhje. Ne përdorim shprehjen (3.6):

Ne marrim: 27 = , = 3, DT = 30.

Përgjigje: 30 gradë.

Shpejtësia e reaksionit dhe koha gjatë së cilës ai ndodh janë në përpjesëtim të zhdrejtë: sa më i madh v, aq më shumë

më pak se t. Matematikisht kjo shprehet me relacionin

Shembulli 9. Në një temperaturë prej 293 K, reagimi vazhdon në 2 minuta. Sa kohë do të duhet për të ndodhur ky reaksion në një temperaturë prej 273 K nëse γ = 2.

Zgjidhje. Nga ekuacioni (3.8) rezulton:

Ne përdorim ekuacionin (3.6), pasi Ne marrim:

min.

Përgjigje: 8 min.

Rregulli i Van't Hoff është i zbatueshëm për një numër të kufizuar reaksionesh kimike. Efekti i temperaturës në shpejtësinë e proceseve shpesh përcaktohet duke përdorur ekuacionin Arrhenius.

Ekuacioni Arrhenius . Në vitin 1889, shkencëtari suedez S. Arre-1ius, bazuar në eksperimente, nxori një ekuacion që mban emrin e tij.

ku k është konstanta e shpejtësisë së reaksionit;

k0 - faktori paraeksponencial;

e është baza e logaritmit natyror;

Ea është një konstante e quajtur energji aktivizimi, e përcaktuar nga natyra e reagentëve:

R është konstanta universale e gazit e barabartë me 8,314 J/mol×K.

Vlerat e ea për reaksionet kimike variojnë nga 4 deri në 400 kJ/mol.

Shumë reagime karakterizohen nga një pengesë e caktuar energjetike. Për ta kapërcyer atë, është e nevojshme energjia e aktivizimit - një sasi e tepërt e energjisë (në krahasim me energjinë e dëmshme të molekulave në një temperaturë të caktuar), të cilën molekulat duhet të kenë në mënyrë që përplasja e tyre të jetë efektive, domethënë të çojë në formimin e një të re. substancës. Ndërsa temperatura rritet, numri i molekulave aktive rritet me shpejtësi, gjë që çon në një rritje të mprehtë të shpejtësisë së reagimit.

Në përgjithësi, nëse temperatura e reaksionit ndryshon nga T1 në T2, ekuacioni (3.9) pas logaritmit merr formën:

. (3.10)

Ky ekuacion ju lejon të llogaritni energjinë e aktivizimit të një reaksioni ndërsa temperatura ndryshon nga T1 në T2.

Shpejtësia e reaksioneve kimike rritet në prani të një katalizatori. Efekti i një katalizatori është se ai formon komponime të ndërmjetme të paqëndrueshme (komplekse të aktivizuara) me reagentët, dekompozimi i të cilave çon në formimin e produkteve të reaksionit. Në këtë rast, energjia e aktivizimit zvogëlohet dhe molekulat, energjia e të cilave ishte e pamjaftueshme për të kryer reaksionin në mungesë të një katalizatori, bëhen aktive. Si rezultat, numri i përgjithshëm i molekulave aktive rritet dhe shpejtësia e reagimit rritet.

Ndryshimi në shpejtësinë e reaksionit në prani të një katalizatori shprehet me ekuacionin e mëposhtëm:

, (3.11)

ku vcat dhe Ea(cat) janë shpejtësia dhe energjia e aktivizimit të një reaksioni kimik në prani të një katalizatori;

v dhe Ea janë shpejtësia dhe energjia e aktivizimit të një reaksioni kimik pa katalizator.

Shembulli 10. Energjia e aktivizimit të një reaksioni të caktuar në mungesë të një katalizatori është 75.24 kJ/mol, me një katalizator - 50.14 kJ/mol. Sa herë rritet shpejtësia e reaksionit në prani të një katalizatori nëse reaksioni ndodh në një temperaturë prej 298 K? Zgjidhje. Le të përdorim ekuacionin (3.11). Zëvendësimi i të dhënave në ekuacion

Bileta numër 2

1) KLASET KRYESORE TË PËRBËRJEVE INORGANIKE: Bazat, oksidet, acidet, kripërat.

2) Be – berilium.

Karakteristikat kimike: beriliumi është relativisht pak reaktiv në temperaturën e dhomës. Në formën e tij kompakte, nuk reagon me ujin dhe avullin edhe në temperatura të kuqe të nxehtësisë dhe nuk oksidohet nga ajri deri në 600 °C. Kur ndizet, pluhuri i beriliumit digjet me një flakë të ndritshme, duke prodhuar oksid dhe nitrid. Halogjenët reagojnë me beriliumin në temperatura mbi 600 °C dhe kalkogjenët kërkojnë temperatura edhe më të larta.

Vetitë fizike: Beriliumi është një metal relativisht i fortë, por i brishtë me ngjyrë argjendi të bardhë. Ka një modul të lartë elasticiteti - 300 GPa (për çeliqet - 200-210 GPa). Në ajër mbulohet në mënyrë aktive me një film oksidi të qëndrueshëm

Magnezi (Mg). Vetitë fizike: Magnezi është një metal i bardhë në argjend me një rrjetë gjashtëkëndore, grupi hapësinor P 63/mmc, parametrat e rrjetës a = 0,32029 nm, c = 0,52000 nm, Z = 2. Në kushte normale, sipërfaqja e magnezit mbulohet me një film mbrojtës të qëndrueshëm i oksidit të magnezit MgO, i cili shkatërrohet kur nxehet në ajër në afërsisht 600 °C, pas së cilës metali digjet me një flakë të bardhë verbuese për të formuar oksid magnezi dhe nitrid Mg3N2.

Karakteristikat kimike: Një përzierje e magnezit pluhur me permanganat kaliumi KMnO4 - shpërthyes

Magnezi i nxehtë reagon me ujin:

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

Alkalet nuk ndikojnë në magnez; ai tretet lehtësisht në acide, duke lëshuar hidrogjen:

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2;

Kur nxehet në ajër, magnezi digjet për të formuar një oksid; një sasi e vogël nitride mund të formohet gjithashtu me azot:

2Mg + O2 = 2MgO;

3Mg + N2 = Mg3N2

Bileta nr.3. Tretshmëria- aftësia e një lënde për të formuar sisteme homogjene me substanca të tjera - tretësirat në të cilat substanca gjendet në formën e atomeve, joneve, molekulave ose grimcave individuale.

Zgjidhje e ngopur- një tretësirë në të cilën substanca e tretur në kushte të dhëna ka arritur përqendrimin e saj maksimal dhe nuk tretet më. Precipitati i kësaj substance është në ekuilibër me substancën në tretësirë.

Zgjidhje e pangopur- një tretësirë në të cilën përqendrimi i substancës së tretur është më i vogël se në një tretësirë të ngopur dhe në të cilën në kushtet e dhëna mund të tretet një pjesë më e madhe e saj.

Tretësira të mbingopura- Tretësira të karakterizuara nga fakti se përmbajtja e substancës së tretur në to është më e madhe se ajo që korrespondon me tretshmërinë e saj normale në kushte të dhëna.

Ligji i Henrit- ligji sipas të cilit, në një temperaturë konstante, tretshmëria e një gazi në një lëng të caktuar është drejtpërdrejt proporcionale me presionin e këtij gazi mbi tretësirën. Ligji është i përshtatshëm vetëm për zgjidhje ideale dhe presione të ulëta.

Ligji i Henrit zakonisht shkruhet si më poshtë:

Ku p është presioni i pjesshëm i gazit mbi tretësirën,

c është përqendrimi i gazit në tretësirë në fraksione të një moli,

k - koeficienti i Henrit.

Nxjerrja(nga latinishtja e vonë ekstraktio - nxjerrje), nxjerrja, procesi i ndarjes së një përzierjeje substancash të lëngshme ose të ngurta duke përdorur tretës (ekstraktues) selektivë.

Bileta nr 4. 1)Pjesa masive Ky është raporti i masës së substancës së tretur me masën totale të tretësirës. Për një zgjidhje binare

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

ku ω(x) është pjesa masive e substancës X të tretur

m(x) - masa e substancës së tretur X, g;

m(s) - masa e tretësit S, g;

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

2)Alumini- një element i nëngrupit kryesor të grupit të tretë të periudhës së tretë të sistemit periodik të elementeve kimike të D. I. Mendeleev, me numër atomik 13.

Gjetja në natyrë:

Alumini natyror përbëhet pothuajse tërësisht nga një izotop i vetëm i qëndrueshëm, 27Al, me gjurmë të 26Al, një izotop radioaktiv me një gjysmë jetëgjatësi prej 720,000 vjetësh i prodhuar në atmosferë kur bërthamat e argonit bombardohen nga protonet e rrezeve kozmike.

Faturë:

Ai përbëhet nga shpërbërja e oksidit të aluminit Al2O3 në kriolitin e shkrirë Na3AlF6, i ndjekur nga elektroliza duke përdorur koks të konsumueshëm ose elektroda grafiti. Kjo metodë e prodhimit kërkon shumë energji elektrike, dhe për këtë arsye u bë e njohur vetëm në shekullin e 20-të.

Aluminotermia- një metodë për prodhimin e metaleve, jometaleve (si dhe lidhjeve) duke reduktuar oksidet e tyre me alumin metalik.

Bileta nr 5. ZGJIDHJE TË JO ELEKTROLITEVE, mol binar ose shumëkomponent. sisteme, përbërja e të cilave mund të ndryshojë vazhdimisht (të paktën brenda kufijve të caktuar). Ndryshe nga tretësirat e elektroliteve, tretësirat e joelektroliteve (mol. tretësirat) nuk përmbajnë grimca të ngarkuara në ndonjë përqendrim të dukshëm. tretësirat e jo-elektroliteve mund të jenë të ngurta, të lëngëta dhe të gazta.

Ligji i parë i Raoult

Ligji i parë i Raoult lidh presionin e avullit të ngopur mbi një tretësirë me përbërjen e tij; është formuluar si më poshtë:

Presioni i pjesshëm i avullit të ngopur të një përbërësi tretësirë është drejtpërdrejt proporcional me fraksionin e tij mol në tretësirë, me koeficientin e proporcionalitetit të barabartë me presionin e avullit të ngopur mbi përbërësin e pastër.

Ligji i dytë i Raoult

Fakti që presioni i avullit mbi tretësirën është i ndryshëm nga presioni i avullit mbi tretësin e pastër ndikon ndjeshëm në proceset e kristalizimit dhe vlimit. Nga ligji i parë i Raoult-it rrjedhin dy pasoja në lidhje me uljen e pikës së ngrirjes dhe rritjen e pikës së vlimit të tretësirave, të cilat në formën e tyre të kombinuar njihen si ligji i dytë i Raoult-it.

Krioskopia(nga greqishtja kryos - ftohtë dhe scopeo - shikoj) - matja e uljes së pikës së ngrirjes së një tretësire në krahasim me një tretës të pastër.

Rregulli i Van't Hoff - Për çdo 10 gradë rritje të temperaturës, konstanta e shpejtësisë së një reaksioni elementar homogjen rritet dy deri në katër herë.

Fortësia e ujit- një grup i vetive kimike dhe fizike të ujit që lidhen me përmbajtjen e kripërave të tretura të metaleve alkaline tokësore, kryesisht kalciumit dhe magnezit.

Bileta nr 6. ZGJIDHJE ELEKTROLITIKE, përmbajnë përqëndrime të dukshme të joneve-kationeve dhe anioneve të formuara si rezultat i shpërbërjes elektrolitike të molekulave të substancës së tretur.

Elektrolite të forta- Përbërjet kimike, molekulat e të cilave në tretësirat e holluara janë pothuajse plotësisht të shpërbëra në jone.

Elektrolite të dobëta- komponimet kimike, molekulat e të cilave, edhe në tretësira shumë të holluara, nuk shpërndahen plotësisht në jone që janë në ekuilibër dinamik me molekulat e padisocuara.

Disociimi elektrolitik- procesi i zbërthimit të një elektroliti në jone kur ai shpërndahet në një tretës polar ose gjatë shkrirjes.

Ligji i hollimit të Ostwald- një marrëdhënie që shpreh varësinë e përçueshmërisë elektrike ekuivalente të një tretësire të holluar të një elektroliti të dobët binar nga përqendrimi i tretësirës:

Grupi 4 P-elementet– karboni, silikoni, germaniumi, kallaji dhe plumbi.

Bileta nr 7. 1) Shpërbërja elektrolitike- Ky është zbërthimi i një lënde në jone nën ndikimin e molekulave të tretësit polare.

pH = -lg.

Zgjidhjet tampon– këto janë tretësira kur shtohen acide ose alkale, të cilave pH ndryshon pak.

Format e acidit karbonik:

1) kripëra mesatare (karbonate),

2) acid (hidrokarbonate).

Karbonatet dhe hidrokarbonatet janë termikisht të paqëndrueshëm:

CaCO3 = CaO + CO2^,

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

Karbonati i natriumit (sod hiri) është një nga produktet kryesore të industrisë kimike. Në tretësirë ujore hidrolizohet sipas reaksionit

Na2СО3 > 2Nа+ + СО3-2,

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

Bikarbonat natriumi (sodë buke) – përdoret gjerësisht në industrinë ushqimore. Për shkak të hidrolizës, tretësira gjithashtu ka një mjedis alkalik

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

Hiri i sodës dhe soda e bukës ndërveprojnë me acidet

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.

Bileta nr 8. 1) shkëmbimi i joneve në tretësirë:

Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 +H2O

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

CO3 + 2H → CO2 + H2O

Evolucioni i gazit C: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl

2) Vetitë kimike të azotit. Azoti ndërvepron vetëm me metale të tilla aktive si litium, kalcium, magnez kur nxehet në temperatura relativisht të ulëta. Azoti reagon me shumicën e elementeve të tjerë në temperatura të larta dhe në prani të katalizatorëve. Përbërjet e azotit me oksigjen N2O, NO, N2O3, NO2 dhe N2O5 janë studiuar mirë.

Vetitë fizike të azotit. Azoti është pak më i lehtë se ajri; dendësia 1,2506 kg/m3 (në 0°C dhe 101325 n/m2 ose 760 mm Hg), pika e shkrirjes -209,86°C, pika e vlimit -195,8°C. Azoti lëngëzohet me vështirësi: temperatura e tij kritike është mjaft e ulët (-147,1 ° C) dhe presioni kritik është i lartë 3,39 Mn/m2 (34,6 kgf/cm2); Dendësia e azotit të lëngët është 808 kg/m3. Azoti është më pak i tretshëm në ujë sesa oksigjeni: në 0°C 23,3 g azot tretet në 1 m3 H2O. Azoti është i tretshëm në disa hidrokarbure më mirë se në ujë.

Bileta nr. 9. Hidroliza (nga greqishtja hidro - ujë, lizë - dekompozim) nënkupton zbërthimin e një lënde nga uji. Hidroliza e kripës është reagimi i kthyeshëm i kripës me ujë, duke çuar në formimin e një elektroliti të dobët.

Uji, megjithëse në një masë të vogël, veçon:

H 2 O H + + OH – .

Klorur natriumi H2O H+ + OH–,

Na+ + Cl– + H2O Na+ + Cl– + H+ + OH–,

NaCl + H2O (pa reaksion) Neutral

Karbonat natriumi + HOH + OH–,

2Na+ + + H2O + OH–,

Na2CO3 + H2O NaHCО3 + NaOH Alkaline

Klorur alumini Al3+ + HOH AlOH2+ + H+,

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

AlCl3 + H2O AlOHCl2 + Acid HCl

Varësia e shpejtësisë së një reaksioni kimik nga temperatura.

Shpejtësia e reaksioneve heterogjene.

Në sistemet heterogjene, reaksionet ndodhin në ndërfaqe. Në këtë rast, përqendrimi i fazës së ngurtë mbetet pothuajse konstant dhe nuk ndikon në shpejtësinë e reagimit. Shpejtësia e një reaksioni heterogjen do të varet vetëm nga përqendrimi i substancës në fazën e lëngshme ose të gaztë. Prandaj, përqendrimet e trupave të ngurtë nuk tregohen në ekuacionin kinetik; vlerat e tyre përfshihen në vlerat e konstanteve. Për shembull, për një reaksion heterogjen

mund të shkruhet ekuacioni kinetik

SHEMBULL 4. Rendi kinetik i reaksionit ndërmjet kromit dhe aluminit është 1. Shkruani ekuacionet kimike dhe kinetike të reaksionit.

Reagimi midis aluminit dhe klorit është heterogjen, ekuacioni kinetik mund të shkruhet

SHEMBULL 5. Ekuacioni kinetik i reaksionit

duket si

Përcaktoni dimensionin e konstantës së shpejtësisë dhe llogaritni shpejtësinë e tretjes së argjendit në një presion të pjesshëm të oksigjenit Pa dhe një përqendrim të cianidit të kaliumit prej 0,055 mol/l.

Dimensioni i konstantës përcaktohet nga ekuacioni kinetik i dhënë në deklaratën e problemit:

Duke zëvendësuar të dhënat e problemit në ekuacionin kinetik, gjejmë shkallën e shpërbërjes së argjendit:

SHEMBULL 6. Ekuacioni kinetik i reaksionit

duket si

Si do të ndryshojë shpejtësia e reagimit nëse përqendrimi i klorurit të merkurit (M) përgjysmohet dhe përqendrimi i oksalatit – jonet të dyfishohen?

Pas ndryshimit të përqendrimit të substancave fillestare, shpejtësia e reaksionit shprehet me ekuacionin kinetik

Duke krahasuar dhe, ne gjejmë se shpejtësia e reagimit u rrit me 2 herë.

Me rritjen e temperaturës, shpejtësia e një reaksioni kimik rritet ndjeshëm.

Varësia sasiore e shpejtësisë së reaksionit nga temperatura përcaktohet nga rregulli Van't Hoff.

Për të karakterizuar varësinë e shpejtësisë së një reaksioni kimik (konstanta e shpejtësisë) nga temperatura, përdoret koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit (), i quajtur edhe koeficienti Van't Hoff. Koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit tregon se sa herë do të rritet shpejtësia e reagimit me një rritje të temperaturës së reaktantëve me 10 gradë.

Matematikisht, varësia e shpejtësisë së reaksionit nga temperatura shprehet me relacionin

Ku – koeficienti i temperaturës së shpejtësisë;

– T;

–– shpejtësia e reagimit konstante në temperaturë T+ 10;

–– shpejtësia e reagimit në temperaturë T+ 10.

Për llogaritjet është më e përshtatshme të përdoren ekuacionet

si dhe format logaritmike të këtyre ekuacioneve

Rritja e shpejtësisë së reaksionit me rritjen e temperaturës shpjegon teoria e aktivizimit. Sipas kësaj teorie, kur grimcat e substancave reaguese përplasen, ato duhet të kapërcejnë forcat refuzuese, të dobësojnë ose thyejnë lidhjet e vjetra kimike dhe të formojnë të reja. Ata duhet të shpenzojnë një energji të caktuar për këtë, d.m.th. kapërceni një lloj pengese energjetike. Një grimcë që ka energji të tepërt të mjaftueshme për të kapërcyer pengesën e energjisë quhet grimcat aktive.

Në kushte normale, ka pak grimca aktive në sistem dhe reagimi vazhdon me një ritëm më të ngadaltë. Por grimcat joaktive mund të bëhen aktive nëse u jepni atyre energji shtesë. Një mënyrë për të aktivizuar grimcat është duke rritur temperaturën. Ndërsa temperatura rritet, numri i grimcave aktive në sistem rritet ndjeshëm dhe shpejtësia e reagimit rritet.

Ligji i veprimit të masës vendos marrëdhënien midis masave të substancave reaguese në reaksionet kimike në ekuilibër. Ligji i veprimit masiv u formulua në 1864-1867. K. Guldberg dhe P. Waage. Sipas këtij ligji, shpejtësia me të cilën substancat reagojnë me njëra-tjetrën varet nga përqendrimi i tyre. Ligji i veprimit të masës përdoret në llogaritjet e ndryshme të proceseve kimike. Ai bën të mundur zgjidhjen e pyetjes se në cilin drejtim është e mundur rrjedha spontane e reaksionit në shqyrtim në një raport të caktuar të përqendrimeve të substancave reaguese, çfarë rendimenti mund të merret nga produkti i dëshiruar.

Pyetja 18. Rregulli i Van't Hoff.

Rregulli i Van't Hoff është një rregull empirik që lejon, si përafrim i parë, të vlerësohet efekti i temperaturës në shpejtësinë e një reaksioni kimik në një interval të vogël temperaturash (zakonisht nga 0 °C deri në 100 °C). Van't Hoff, bazuar në shumë eksperimente, formuloi rregullin e mëposhtëm: Me çdo 10 gradë rritje të temperaturës, konstanta e shpejtësisë së një reaksioni elementar homogjen rritet dy deri në katër herë. Ekuacioni që përshkruan këtë rregull është:

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

ku V është shpejtësia e reagimit në një temperaturë të caktuar (T2), V0 është shpejtësia e reagimit në temperaturën T1, Y është koeficienti i temperaturës së reaksionit (nëse është e barabartë me 2, për shembull, atëherë shpejtësia e reagimit do të rritet 2 herë kur temperatura rritet me 10 gradë).

Duhet mbajtur mend se rregulli i Van't Hoff ka një shtrirje të kufizuar zbatueshmërie. Shumë reagime nuk i binden, për shembull, reagimet që ndodhin në temperatura të larta, reagime shumë të shpejta dhe shumë të ngadalta. Rregulli i Van't Hoff gjithashtu nuk zbatohet për reaksionet që përfshijnë molekula të mëdha, të tilla si proteinat në sistemet biologjike. Varësia nga temperatura e shpejtësisë së reaksionit përshkruhet më saktë nga ekuacioni Arrhenius.

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

Pyetja 19. Energjia e aktivizimit.

Energjia e aktivizimit në kimi dhe biologji, sasia minimale e energjisë që duhet t'i jepet sistemit (në kimi e shprehur në xhaul për mol) që të ndodhë një reaksion. Termi u prezantua nga Svante August Arrhenius në 1889. Një emërtim tipik për energjinë e reaksionit është Ea.

Energjia e aktivizimit në fizikë është sasia minimale e energjisë që elektronet e një papastërtie dhuruese duhet të marrin për të hyrë në brezin e përcjelljes.

Në modelin kimik të njohur si Teoria e Përplasjeve Aktive (TAC), ekzistojnë tre kushte të nevojshme për të ndodhur një reaksion:

Molekulat duhet të përplasen. Ky është një kusht i rëndësishëm, por jo i mjaftueshëm, pasi një përplasje nuk shkakton domosdoshmërisht një reagim.

Molekulat duhet të kenë energjinë e nevojshme (energjinë e aktivizimit). Gjatë një reaksioni kimik, molekulat ndërvepruese duhet të kalojnë nëpër një gjendje të ndërmjetme, e cila mund të ketë energji më të lartë. Kjo do të thotë, molekulat duhet të kapërcejnë një pengesë energjetike; nëse kjo nuk ndodh, reagimi nuk do të fillojë.

Molekulat duhet të jenë të orientuara saktë në lidhje me njëra-tjetrën.

Në temperaturë të ulët (për një reaksion të caktuar), shumica e molekulave kanë energji më pak se energjia e aktivizimit dhe nuk janë në gjendje të kapërcejnë pengesën e energjisë. Sidoqoftë, në një substancë do të ketë gjithmonë molekula individuale, energjia e të cilave është dukshëm më e lartë se mesatarja. Edhe në temperatura të ulëta, shumica e reaksioneve vazhdojnë të ndodhin. Rritja e temperaturës ju lejon të rritni përqindjen e molekulave me energji të mjaftueshme për të kapërcyer pengesën e energjisë. Kjo rrit shpejtësinë e reagimit.

Përshkrimi matematikor

Ekuacioni Arrhenius vendos marrëdhënien midis energjisë së aktivizimit dhe shpejtësisë së reagimit:

k është konstanta e shpejtësisë së reaksionit, A është faktori i frekuencës për reaksionin, R është konstanta universale e gazit, T është temperatura në kelvin.

Ndërsa temperatura rritet, probabiliteti për të kapërcyer pengesën e energjisë rritet. Rregulli i përgjithshëm i përgjithshëm: një rritje prej 10 K në temperaturë dyfishon shpejtësinë e reagimit

Gjendja e tranzicionit

Marrëdhënia midis energjisë së aktivizimit (Ea) dhe entalpisë (entropisë) të reaksionit (ΔH) në prani dhe mungesë të një katalizatori. Pika më e lartë e energjisë përfaqëson një pengesë energjetike. Në prani të një katalizatori, kërkohet më pak energji për të filluar një reaksion.

Një gjendje tranzicioni është një gjendje e një sistemi në të cilin shkatërrimi dhe krijimi i një lidhjeje janë të balancuara. Sistemi është në një gjendje tranzicioni për një kohë të shkurtër (10-15 s). Energjia që duhet shpenzuar për ta sjellë sistemin në një gjendje tranzicioni quhet energji aktivizimi. Në reaksionet me shumë hapa që përfshijnë disa gjendje tranzicioni, energjia e aktivizimit korrespondon me vlerën më të lartë të energjisë. Pas kapërcimit të gjendjes së tranzicionit, molekulat shpërndahen përsëri me shkatërrimin e lidhjeve të vjetra dhe formimin e lidhjeve të reja ose me transformimin e lidhjeve origjinale. Të dyja opsionet janë të mundshme, pasi ato ndodhin me lëshimin e energjisë (kjo është qartë e dukshme në figurë, pasi të dy pozicionet janë energjikisht më të ulëta se energjia e aktivizimit). Ka substanca që mund të zvogëlojnë energjinë e aktivizimit për një reagim të caktuar. Substancat e tilla quhen katalizatorë. Biologët i quajnë substanca të tilla enzima. Është interesante që katalizatorët përshpejtojnë reagimin pa marrë pjesë vetë në të.