Bei einer Temperaturerhöhung um jeweils 10 Grad nimmt die Reaktionsgeschwindigkeit zu. Die Abhängigkeit der Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion von der Temperatur

Die Reist eine Funktion der Temperatur; eine Erhöhung der Temperatur erhöht im Allgemeinen die Geschwindigkeitskonstante. Der erste Versuch, den Einfluss der Temperatur zu berücksichtigen, wurde von van't Hoff unternommen, der folgende Faustregel formulierte:

Bei einem Temperaturanstieg um jeweils 10 Grad erhöht sich die Geschwindigkeitskonstante einer elementaren chemischen Reaktion um das 2-4-fache.

Der Wert, der angibt, wie oft sich die Geschwindigkeitskonstante bei einer Temperaturerhöhung um 10 Grad erhöht, ist Temperaturkoeffizient der Reaktionsgeschwindigkeitskonstanteγ. Mathematisch lässt sich die Van't-Hoff-Regel wie folgt schreiben:

(II.30)

Die Van't-Hoff-Regel ist jedoch nur in einem engen Temperaturbereich anwendbar, da der Temperaturkoeffizient der Reaktionsgeschwindigkeit γ selbst eine Funktion der Temperatur ist; bei sehr hohen und sehr niedrigen Temperaturen wird γ gleich eins (d. h. die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion hängt nicht mehr von der Temperatur ab).

Arrhenius-Gleichung

Offensichtlich findet die Wechselwirkung von Teilchen während ihrer Kollisionen statt; Die Anzahl der Kollisionen von Molekülen ist jedoch sehr groß, und wenn jede Kollision zu einer chemischen Wechselwirkung von Teilchen führen würde, würden alle Reaktionen fast sofort ablaufen. Arrhenius postulierte, dass Kollisionen von Molekülen nur dann wirksam wären (d. h. zu einer Reaktion führen würden), wenn die kollidierenden Moleküle eine bestimmte Energiemenge hätten, die Aktivierungsenergie.

Die Aktivierungsenergie ist die Mindestenergie, die Moleküle haben müssen, damit ihre Kollision zu einer chemischen Wechselwirkung führt.

Betrachten Sie den Weg einer elementaren Reaktion

A + B ––> C

Da die chemische Wechselwirkung von Partikeln mit dem Aufbrechen alter chemischer Bindungen und der Bildung neuer verbunden ist, wird angenommen, dass jede Elementarreaktion über die Bildung einer instabilen Zwischenverbindung verläuft, die als aktivierter Komplex bezeichnet wird:

A ––> K # ––> B

Die Bildung eines aktivierten Komplexes erfordert immer den Aufwand einer bestimmten Energiemenge, die zum einen durch die Abstoßung von Elektronenhüllen und Atomkernen bei Annäherung der Teilchen und zum anderen durch die Notwendigkeit, einen bestimmten Raum aufzubauen, verursacht wird Konfiguration der Atome im aktivierten Komplex und verteilen die Elektronendichte neu. Auf dem Weg vom Anfangszustand zum Endzustand muss das System also eine Art Energiebarriere überwinden. Die Reaktionsaktivierungsenergie ist ungefähr gleich dem Überschuss der durchschnittlichen Energie des aktivierten Komplexes über das durchschnittliche Energieniveau der Reaktanten. Wenn die direkte Reaktion exotherm ist, dann ist offensichtlich die Aktivierungsenergie der Rückreaktion E „A höher als die Aktivierungsenergie der direkten Reaktion E A. Die Aktivierungsenergien der direkten und der Rückreaktion stehen durch eine Änderung in Beziehung zueinander an innerer Energie während der Reaktion Das Obige kann anhand der Energie-chemischen Reaktionsdiagramme (Abb. 2.5) veranschaulicht werden.

Reis. 2.5. Energiediagramm einer chemischen Reaktion. E ref ist die mittlere Energie der Teilchen der Ausgangsstoffe, E prod ist die mittlere Energie der Teilchen der Reaktionsprodukte.

Da die Temperatur ein Maß für die mittlere kinetische Energie von Teilchen ist, führt eine Temperaturerhöhung zu einer Erhöhung des Anteils der Teilchen, deren Energie gleich oder größer als die Aktivierungsenergie ist, was zu einer Erhöhung der Reführt (Abb 2.6):

Reis. 2.6. Energieverteilung von Teilchen. Dabei ist nE/N der Anteil der Teilchen mit der Energie E; E i - durchschnittliche Teilchenenergie bei der Temperatur T i (T 1< T 2 < T 3).

Betrachten wir die thermodynamische Herleitung des Ausdrucks, der die Abhängigkeit der Revon der Temperatur und dem Wert der Aktivierungsenergie beschreibt - die Arrhenius-Gleichung. Nach der Van't-Hoff-Isobarengleichung

Da die Gleichgewichtskonstante das Verhältnis der Geschwindigkeitskonstanten der Hin- und Rückreaktion ist, kann Ausdruck (II.31) wie folgt umgeschrieben werden:

(II.32)

Wenn wir die Änderung der Reaktionsenthalpie ΔHº als Differenz zwischen zwei Werten E 1 und E 2 darstellen, erhalten wir:

(II.33)

(II.34)

Hier ist C eine Konstante. Wenn wir C = 0 postulieren, erhalten wir die Arrhenius-Gleichung, wobei E A die Aktivierungsenergie ist:

Nach unbestimmter Integration des Ausdrucks (II.35) erhalten wir die Arrhenius-Gleichung in ganzzahliger Form:

(II.36)

(II.37)

Reis. 2.7. Abhängigkeit des Logarithmus der Geschwindigkeitskonstante einer chemischen Reaktion von der reziproken Temperatur.

Dabei ist A die Integrationskonstante. Aus Gleichung (II.37) lässt sich leicht die physikalische Bedeutung des präexponentiellen Faktors A zeigen, der gleich der Geschwindigkeitskonstante der Reaktion bei einer gegen unendlich gehenden Temperatur ist. Wie aus Ausdruck (II.36) ersichtlich ist, hängt der Logarithmus der Geschwindigkeitskonstante linear von der reziproken Temperatur ab (Abb. 2.7); der Wert der Aktivierungsenergie E A und der Logarithmus des präexponentiellen Faktors A können grafisch bestimmt werden (der Tangens der Steigung der Geraden an die Abszissenachse und der von der Geraden abgeschnittene Abschnitt auf der y-Achse) .

Wenn Sie die Aktivierungsenergie der Reaktion und die Geschwindigkeitskonstante bei einer beliebigen Temperatur T 1 kennen, können Sie mithilfe der Arrhenius-Gleichung den Wert der Geschwindigkeitskonstante bei jeder Temperatur T 2 berechnen:

(II.39)

Die Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von der Temperatur wird näherungsweise durch die Van't-Hoff-Faustregel bestimmt: pro 10 Grad Temperaturänderung ändert sich die Geschwindigkeit der meisten Reaktionen um den Faktor 2-4.

Mathematisch wird die Van't Hoff-Regel wie folgt ausgedrückt:

wobei v(T2) und v(T1) die Reaktionsgeschwindigkeiten bei den Temperaturen T2 bzw. T1 (T2 > T1) sind;

γ ist der Temperaturkoeffizient der Reaktionsgeschwindigkeit.

Der Wert von γ für eine endotherme Reaktion ist höher als für eine exotherme. Für viele Reaktionen liegt γ im Bereich von 2–4.

Die physikalische Bedeutung des Werts von γ ist, dass er anzeigt, wie oft sich die Reaktionsgeschwindigkeit bei einer Temperaturänderung alle 10 Grad ändert.

Da die Reaktionsgeschwindigkeit und die Geschwindigkeitskonstante einer chemischen Reaktion direkt proportional sind, wird Ausdruck (3.6) oft in folgender Form geschrieben:

(3.7)

wobei k(T2), k(T1) jeweils Reasind

bei Temperaturen T2 und T1;

γ ist der Temperaturkoeffizient der Reaktionsgeschwindigkeit.

Beispiel 8 Um wie viel Grad muss die Temperatur erhöht werden, um die Reaktionsgeschwindigkeit um das 27-fache zu erhöhen? Der Temperaturkoeffizient der Reaktion beträgt 3.

Lösung. Wir verwenden Ausdruck (3.6):

Wir erhalten: 27 = , = 3, DT = 30.

Antwort: 30 Grad.

Die Reaktionsgeschwindigkeit und die benötigte Zeit sind umgekehrt proportional: Je größer v, desto mehr

kleiner als t. Mathematisch wird dies durch die Relation ausgedrückt

Beispiel 9 Bei einer Temperatur von 293 K läuft die Reaktion in 2 Minuten ab. Wie lange dauert diese Reaktion bei einer Temperatur von 273 K, wenn γ = 2.

Lösung. Gleichung (3.8) impliziert:

.

Wir verwenden Gleichung (3.6), weil Wir bekommen:

Mindest.

Antwort: 8min.

Die Van't-Hoff-Regel gilt für eine begrenzte Anzahl chemischer Reaktionen. Der Einfluss der Temperatur auf die Geschwindigkeit von Prozessen wird oft durch die Arrhenius-Gleichung bestimmt.

Arrhenius-Gleichung . 1889 leitete der schwedische Wissenschaftler S. Arreius auf der Grundlage von Experimenten eine nach ihm benannte Gleichung ab

wobei k die Reist;

k0 - präexponentieller Faktor;

e ist die Basis des natürlichen Logarithmus;

Ea ist eine Konstante, die als Aktivierungsenergie bezeichnet wird und durch die Art der Reaktanten bestimmt wird:

R ist die universelle Gaskonstante, gleich 8,314 J/mol×K.

Die Werte von Ea für chemische Reaktionen liegen im Bereich von 4 - 400 kJ/mol.

Viele Reaktionen sind durch eine gewisse Energiebarriere gekennzeichnet. Um es zu überwinden, wird Aktivierungsenergie benötigt - etwas überschüssige Energie (im Vergleich zur schädlichen Energie von Molekülen bei einer bestimmten Temperatur), die Moleküle haben müssen, damit ihre Kollision wirksam ist, d.h. zur Bildung einer neuen Substanz führen würde . Mit steigender Temperatur nimmt die Zahl der aktiven Moleküle schnell zu, was zu einem starken Anstieg der Reaktionsgeschwindigkeit führt.

Im allgemeinen Fall, wenn sich die Reaktionstemperatur von T1 auf T2 ändert, nimmt Gleichung (3.9) nach dem Logarithmieren die Form an:

. (3.10)

Mit dieser Gleichung können Sie die Aktivierungsenergie der Reaktion berechnen, wenn sich die Temperatur von T1 auf T2 ändert.

Die Geschwindigkeit chemischer Reaktionen steigt in Gegenwart eines Katalysators. Die Wirkung eines Katalysators liegt darin, dass er mit den Reagenzien instabile Zwischenverbindungen (aktivierte Komplexe) bildet, deren Zersetzung zur Bildung von Reaktionsprodukten führt. Gleichzeitig sinkt die Aktivierungsenergie und es werden Moleküle aktiv, deren Energie nicht ausreichte, um die Reaktion ohne Katalysator durchzuführen. Dadurch steigt die Gesamtzahl aktiver £-Moleküle und die Reaktionsgeschwindigkeit steigt.

Die Änderung der Reaktionsgeschwindigkeit in Gegenwart eines Katalysators wird durch die folgende Gleichung ausgedrückt:

, (3.11)

wobei vcat und Ea(cat) - die Geschwindigkeit und Aktivierungsenergie einer chemischen Reaktion in Gegenwart eines Katalysators;

v und Ea sind Geschwindigkeit und Aktivierungsenergie einer chemischen Reaktion ohne Katalysator.

Beispiel 10. Die Aktivierungsenergie einer bestimmten Reaktion ohne Katalysator beträgt 75,24 kJ/mol, mit Katalysator 50,14 kJ/mol. Wie oft erhöht sich die Reaktionsgeschwindigkeit in Gegenwart eines Katalysators, wenn die Reaktion bei einer Temperatur von 298 K abläuft? Lösung. Wir verwenden Gleichung (3.11). Einsetzen von Daten in die Gleichung

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Van't Hoffs Regel. Arrhenius-Gleichung.

Nach der um 1880 formulierten empirischen Regel von Van't Hoff steigt die Geschwindigkeit der meisten Reaktionen bei einer Temperaturerhöhung um 10 Grad um den Faktor 2-4, wenn die Reaktion bei einer Temperatur nahe Raumtemperatur durchgeführt wird. Beispielsweise beträgt die Halbwertszeit von gasförmigem Stickoxid (V) bei 35°C etwa 85 Minuten, bei 45°C etwa 22 Minuten. und bei 55°C – etwa 8 min.

Wir wissen bereits, dass bei jeder konstanten Temperatur die Reaktionsgeschwindigkeit durch eine empirische kinetische Gleichung beschrieben wird, die in den meisten Fällen (mit Ausnahme einer Reaktion mit einem sehr komplexen Mechanismus) das Produkt aus der Geschwindigkeitskonstante und der Konzentration der Reaktanten in Potenzen gleich darstellt zu den Ordnungen der Reaktion. Die Konzentrationen von Reagenzien hängen praktisch nicht von der Temperatur ab, Bestellungen tun dies erfahrungsgemäß auch. Folglich sind die Geschwindigkeitskonstanten für die starke Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von der Temperatur verantwortlich. Die Temperaturabhängigkeit der Geschwindigkeitskonstante wird üblicherweise dadurch charakterisiert Temperaturkoeffizient der Reaktionsgeschwindigkeit, das ist das Verhältnis der Geschwindigkeitskonstanten bei Temperaturen, die sich um 10 Grad unterscheiden

und die nach der Van't-Hoff-Regel ungefähr 2-4 beträgt.

Versuchen wir, die beobachteten hohen Werte der Temperaturkoeffizienten der Reaktionsgeschwindigkeiten am Beispiel einer homogenen Reaktion in der Gasphase vom Standpunkt der molekularkinetischen Gastheorie zu erklären. Damit die Moleküle wechselwirkender Gase miteinander reagieren können, ist ihre Kollision erforderlich, bei der einige Bindungen aufgebrochen und andere gebildet werden, wodurch ein neues Molekül entsteht - das Molekül des Reaktionsprodukts. Folglich hängt die Reaktionsgeschwindigkeit von der Anzahl der Kollisionen der Reaktandenmoleküle ab, und die Anzahl der Kollisionen hängt insbesondere von der Geschwindigkeit der chaotischen thermischen Bewegung der Moleküle ab. Die Geschwindigkeit von Molekülen und dementsprechend die Anzahl der Kollisionen nimmt mit der Temperatur zu. Allerdings erklärt nicht nur eine Erhöhung der Geschwindigkeit von Molekülen eine so schnelle Zunahme der Reaktionsgeschwindigkeiten mit der Temperatur. Tatsächlich ist nach der molekularkinetischen Theorie der Gase die Durchschnittsgeschwindigkeit von Molekülen proportional zur Quadratwurzel der absoluten Temperatur, d. h. bei einer Erhöhung der Temperatur des Systems um 10 Grad, sagen wir von 300 auf 310 K, die Die durchschnittliche Geschwindigkeit der Moleküle wird nur um das 310/300 = 1,02-fache zunehmen - viel weniger als die Van't-Hoff-Regel erfordert.

Die Abhängigkeit der Reavon der Temperatur kann also nicht allein durch die Zunahme der Stoßzahl erklärt werden. Offensichtlich ist hier ein weiterer wichtiger Faktor am Werk. Um dies aufzudecken, wenden wir uns einer detaillierteren Analyse des Verhaltens einer großen Anzahl von Teilchen bei verschiedenen Temperaturen zu. Bisher haben wir über die Durchschnittsgeschwindigkeit der thermischen Bewegung von Molekülen und ihre Änderung mit der Temperatur gesprochen, aber wenn die Anzahl der Teilchen im System groß ist, können einzelne Teilchen nach den Gesetzen der Statistik eine Geschwindigkeit haben und dementsprechend eine kinetische Energie, die bei gegebener Temperatur mehr oder weniger stark vom Mittelwert abweicht. Diese Situation ist in Abb. (3.2), die

zeigt, wie Teile verteilt werden -

3.2. Verteilung der Teilchen durch kinetische Energie bei verschiedenen Temperaturen:

2-T 2; 3-T3; Ti

ts in kinetischer Energie bei einer bestimmten Temperatur. Betrachten Sie beispielsweise die Kurve 1, die der Temperatur Ti entspricht. Die Gesamtzahl der Teilchen im System (wir bezeichnen sie mit N 0) ist gleich der Fläche unter der Kurve. Die maximale Anzahl von Teilchen, gleich Ni, hat die wahrscheinlichste kinetische Energie E 1 für eine gegebene Temperatur. Teilchen, deren Anzahl gleich der Fläche unter der Kurve rechts von der Vertikalen E 1 ist, haben eine höhere Energie, und die Fläche links von der Vertikalen entspricht Teilchen mit Energien kleiner als E

Je mehr die kinetische Energie vom Durchschnitt abweicht, desto weniger Teilchen haben sie. Wählen wir zum Beispiel eine Energie E a größer als E 1 ). Bei einer Temperatur Ti ist die Anzahl der Teilchen, deren Energie den Wert E a übersteigt, nur ein kleiner Teil der Gesamtteilchenzahl - dies ist die geschwärzte Fläche unter Kurve 1 rechts von der Senkrechten E a. Bei einer höheren Temperatur T 2 haben jedoch bereits mehr Teilchen eine Energie, die E a übersteigt (Kurve 2), und bei einer weiteren Erhöhung der Temperatur auf T 3 (Kurve 3) fällt die Energie E a nahe am Durchschnitt aus , und eine solche Reserve an kinetischer Energie wird bereits etwa die Hälfte aller Moleküle haben.

Die Reaktionsgeschwindigkeit wird nicht durch die Gesamtzahl der Kollisionen von Molekülen pro Zeiteinheit bestimmt, sondern durch den Teil davon, an dem Moleküle teilnehmen, deren kinetische Energie eine bestimmte Grenze E a überschreitet, die als Aktivierungsenergie der Reaktion bezeichnet wird . Dies wird ganz verständlich, wenn wir uns daran erinnern, dass es für den erfolgreichen Ablauf einer Elementarreaktion notwendig ist, dass die Kollision die alten Bindungen aufbricht und Bedingungen für die Bildung neuer Bindungen schafft. Dies erfordert natürlich den Aufwand an Energie – es ist notwendig, dass die kollidierenden Teilchen ausreichend damit versorgt werden.

Der schwedische Wissenschaftler S. Arrhenius fand heraus, dass die Zunahme der Geschwindigkeit der meisten Reaktionen mit steigender Temperatur nicht-linear erfolgt (im Gegensatz zur Van't-Hoff-Regel). Arrhenius fand heraus, dass in den meisten Fällen die Reder Gleichung gehorcht

LgK=lgA - , (3.14)

die benannt wurde Arrhenius-Gleichungen.

Еа - Aktivierungsenergie (siehe unten)

R - molare Gaskonstante, gleich 8,314 J / mol۰K,

T - absolute Temperatur

A ist ein konstanter oder sehr wenig von der Temperatur abhängiger Wert. Er wird Frequenzfaktor genannt, weil er mit der Häufigkeit von Molekülstößen und der Wahrscheinlichkeit zusammenhängt, dass der Stoß in einer für die Reaktion günstigen Orientierung der Moleküle stattfindet. Wie aus (3.14) ersichtlich ist, steigt mit steigender Aktivierungsenergie E die Geschwindigkeitskonstante ZU nimmt ab. Daher nimmt die Geschwindigkeit einer Reaktion mit zunehmender Energiebarriere ab (siehe unten).

Ticketnummer 2

1) HAUPTKLASSEN ANORGANISCHER VERBINDUNGEN: Basen, Oxide, Säuren, Salze.

2) Be - Beryllium.

Chemische Eigenschaften: Beryllium ist bei Raumtemperatur relativ unreaktiv. In kompakter Form reagiert es auch bei Rotglut nicht mit Wasser und Wasserdampf und wird bis 600 °C nicht durch Luft oxidiert. Wenn es gezündet wird, verbrennt Berylliumpulver mit einer hellen Flamme, wobei Oxide und Nitride entstehen. Halogene reagieren mit Beryllium bei Temperaturen über 600 °C, während Chalkogene noch höhere Temperaturen benötigen.

Physikalische Eigenschaften: Beryllium ist ein relativ hartes, aber sprödes, silbrig-weißes Metall. Es hat einen hohen Elastizitätsmodul - 300 GPa (für Stähle - 200-210 GPa). An der Luft wird es aktiv mit einem widerstandsfähigen Oxidfilm bedeckt.

Magnesium (Mg). Physikalische Eigenschaften: Magnesium ist ein silberweißes Metall mit hexagonalem Gitter, Raumgruppe P 63 / mmc, Gitterparameter a = 0,32029 nm, c = 0,52000 nm, Z = 2. Unter normalen Bedingungen ist die Oberfläche von Magnesium mit einem starken Schutzfilm bedeckt aus Magnesiumoxid MgO , das beim Erhitzen an der Luft auf etwa 600 ° C zerstört wird, wonach das Metall mit einer blendend weißen Flamme zu Magnesiumoxid und Nitrid Mg3N2 verbrennt.

Chemische Eigenschaften: Mischung aus pulverisiertem Magnesium mit Kaliumpermanganat KMnO4 - explosiv

Heißes Magnesium reagiert mit Wasser:

Mg (Zerfall) + H2O = MgO + H2;

Alkalien wirken nicht auf Magnesium, es löst sich leicht in Säuren unter Freisetzung von Wasserstoff:

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2;

Beim Erhitzen an der Luft verbrennt Magnesium zu einem Oxid, mit Stickstoff kann sich auch eine geringe Menge Nitrid bilden:

2Mg + O2 = 2MgO;

3Mg + N2 = Mg3N2

Ticketnummer 3. Löslichkeit- die Fähigkeit eines Stoffes, mit anderen Stoffen homogene Systeme zu bilden - Lösungen, in denen der Stoff in Form einzelner Atome, Ionen, Moleküle oder Teilchen vorliegt.

gesättigte Lösung- eine Lösung, in der der gelöste Stoff unter gegebenen Bedingungen seine maximale Konzentration erreicht hat und nicht mehr löslich ist. Der Niederschlag einer gegebenen Substanz steht im Gleichgewicht mit der Substanz in Lösung.

ungesättigte Lösung- eine Lösung, in der die Konzentration eines gelösten Stoffes geringer ist als in einer gesättigten Lösung, und in der unter bestimmten Bedingungen etwas mehr davon gelöst werden kann.

Übersättigte Lösungen- Lösungen, die dadurch gekennzeichnet sind, dass der Gehalt eines gelösten Stoffes in ihnen größer ist als seine normale Löslichkeit unter gegebenen Bedingungen.

Henrys Gesetz- das Gesetz, nach dem bei konstanter Temperatur die Löslichkeit eines Gases in einer gegebenen Flüssigkeit direkt proportional zum Druck dieses Gases über der Lösung ist. Das Gesetz ist nur für ideale Lösungen und niedrige Drücke geeignet.

Das Gesetz von Henry wird normalerweise wie folgt geschrieben:

Wobei p der Partialdruck des Gases über der Lösung ist,

c ist die Gaskonzentration in der Lösung in Molbruchteilen,

k ist der Henry-Koeffizient.

Extraktion(aus dem späten lateinischen extractio - Extraktion), Extraktion, der Vorgang des Trennens eines Gemisches flüssiger oder fester Substanzen unter Verwendung selektiver (selektiver) Lösungsmittel (Extraktionsmittel).

Ticketnummer 4. 1)Massenanteil ist das Verhältnis der Masse des gelösten Stoffes zur Gesamtmasse der Lösung. Für binäre Lösung

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

wo ω(x) - Massenanteil des gelösten Stoffes X

m(x) - Masse des gelösten Stoffes X, g;

m(s) ist die Masse des Lösungsmittels S, g;

m \u003d m (x) + m (s) - Masse der Lösung, g.

2)Aluminium- ein Element der Hauptuntergruppe der dritten Gruppe der dritten Periode des Periodensystems der chemischen Elemente von D. I. Mendeleev mit der Ordnungszahl 13.

In der Natur finden:

Natürliches Aluminium besteht fast ausschließlich aus einem einzigen stabilen Isotop, 27Al, mit Spuren von 26Al, einem radioaktiven Isotop mit einer Halbwertszeit von 720.000 Jahren, das in der Atmosphäre entsteht, wenn Argonkerne von Protonen der kosmischen Strahlung bombardiert werden.

Erhalt:

Es besteht aus der Auflösung von Aluminiumoxid Al2O3 in einer Schmelze von Na3AlF6-Kryolith, gefolgt von einer Elektrolyse unter Verwendung von verbrauchbaren Koksofen- oder Graphitelektroden. Diese Gewinnungsmethode benötigt viel Strom und war daher erst im 20. Jahrhundert gefragt.

Aluminothermie- ein Verfahren zur Gewinnung von Metallen, Nichtmetallen (sowie Legierungen) durch Reduktion ihrer Oxide mit metallischem Aluminium.

Ticketnummer 5. LÖSUNGEN VON NICHT-ELEKTROLYTEN, binärer oder Mehrkomponentenpfeiler. Systeme, deren Zusammensetzung sich ständig (zumindest in gewissen Grenzen) ändern kann. Im Gegensatz zu Elektrolytlösungen gibt es in Nicht-Elektrolytlösungen (Mol. Lösungen) keine geladenen Teilchen in nennenswerten Konzentrationen. Lösungen von Nichtelektrolyten können fest, flüssig und gasförmig sein.

Raoults erstes Gesetz

Das erste Gesetz von Raoult bezieht den Sättigungsdampfdruck über einer Lösung auf ihre Zusammensetzung; es ist wie folgt formuliert:

Der Partialdruck des gesättigten Dampfes einer Lösungskomponente ist direkt proportional zu seinem Molenbruch in der Lösung, und der Proportionalitätskoeffizient ist gleich dem Sättigungsdampfdruck über der reinen Komponente.

Raoults zweites Gesetz

Die Tatsache, dass sich der Dampfdruck einer Lösung vom Dampfdruck eines reinen Lösungsmittels unterscheidet, beeinflusst die Kristallisations- und Siedevorgänge erheblich. Aus dem ersten Gesetz von Raoult leiten sich zwei Konsequenzen für die Gefrierpunktserniedrigung und die Siedepunktserhöhung von Lösungen ab, die zusammen als zweites Gesetz von Raoult bekannt sind.

Kryoskopie(aus dem Griechischen kryos - Kälte und Scopeo - Blick) - Messung der Gefrierpunktserniedrigung einer Lösung im Vergleich zu einem reinen Lösungsmittel.

Van't-Hoff-Regel - Je 10 Grad Temperaturerhöhung erhöht sich die Geschwindigkeitskonstante einer homogenen Elementarreaktion um das Zwei- bis Vierfache

Härte des Wassers- eine Reihe von chemischen und physikalischen Eigenschaften von Wasser, die mit dem Gehalt an darin gelösten Salzen von Erdalkalimetallen, hauptsächlich Calcium und Magnesium, zusammenhängen.

Ticket Nummer 6. LÖSUNGEN VON ELEKTROLYTEN, enthalten beträchtliche Konzentrationen von Ionen-Kationen und Anionen, die als Ergebnis der elektrolytischen Dissoziation der Moleküle der gelösten Materie gebildet werden.

Starke Elektrolyte- chemische Verbindungen, deren Moleküle in verdünnten Lösungen fast vollständig in Ionen dissoziiert sind.

Schwache Elektrolyte- chemische Verbindungen, deren Moleküle auch in stark verdünnten Lösungen nicht vollständig in Ionen dissoziiert sind, die mit undissoziierten Molekülen im dynamischen Gleichgewicht stehen.

elektrolytische Dissoziation- der Zersetzungsprozess des Elektrolyten in Ionen, wenn er in einem polaren Lösungsmittel gelöst oder geschmolzen wird.

Ostwaldsches Verdünnungsgesetz- Verhältnis, das die Abhängigkeit der äquivalenten elektrischen Leitfähigkeit einer verdünnten Lösung eines binären schwachen Elektrolyten von der Konzentration der Lösung ausdrückt:

P-Elemente 4 Gruppen- Kohlenstoff, Silizium, Germanium, Zinn und Blei.

Ticketnummer 7. 1) Elektrolytische Dissoziation- Dies ist der Zerfall einer Substanz in Ionen unter Einwirkung polarer Lösungsmittelmoleküle.

pH = -lg.

Pufferlösungen- Dies sind Lösungen, bei denen Säuren oder Laugen zugesetzt werden, deren pH-Wert sich geringfügig ändert.

Kohlensäure bildet:

1) mittlere Salze (Carbonate),

2) sauer (Kohlenwasserstoffe).

Karbonate und Kohlenwasserstoffe sind thermisch instabil:

CaCO3 \u003d CaO + CO2 ^,

Ca (HCO3) 2 \u003d CaCO3v + CO2 ^ + H2O.

Natriumcarbonat (Soda) ist eines der Hauptprodukte der chemischen Industrie. In wässriger Lösung hydrolysiert es entsprechend der Reaktion

Na2CO3 > 2Na+ + CO3-2,

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

Natriumbicarbonat (Backpulver) ist in der Lebensmittelindustrie weit verbreitet. Aufgrund der Hydrolyse hat die Lösung auch ein alkalisches Milieu.

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

Soda und Trinksoda interagieren mit Säuren

Na2CO3 + 2HCl - 2NaCl + CO2 ^ + H2O,

2Na+ + CO3-2 + 2H+ + 2Cl- - 2Na+ + 2Cl- + CO2^ + H2O,

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

NaHCO3 + CH3COOH - CH3COOHa + CO2^ + H2O,

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

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

Ticket Nummer 8. 1)_Ionenaustausch in Lösungen:

Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 + H2O

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

CO3 + 2H → CO2 + H2O

Mit Gasentwicklung: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl

2) Chemische Eigenschaften von Stickstoff. Nur mit solchen aktiven Metallen wie Lithium, Calcium, Magnesium interagiert Stickstoff beim Erhitzen auf relativ niedrige Temperaturen. Stickstoff reagiert mit den meisten anderen Elementen bei hohen Temperaturen und in Gegenwart von Katalysatoren. Stickstoffverbindungen mit Sauerstoff N2O, NO, N2O3, NO2 und N2O5 sind gut untersucht.

Physikalische Eigenschaften von Stickstoff. Stickstoff ist etwas leichter als Luft; Dichte 1,2506 kg/m3 (bei 0°С und 101325 n/m2 oder 760 mm Hg), Schmp. -209,86°С, Tbp -195,8°С. Stickstoff verflüssigt sich nur schwer: seine kritische Temperatur ist ziemlich niedrig (-147,1 °C) und sein kritischer Druck ist hoch, 3,39 MN/m2 (34,6 kgf/cm2); Die Dichte von flüssigem Stickstoff beträgt 808 kg/m3. Stickstoff ist in Wasser weniger löslich als Sauerstoff: Bei 0°C lösen sich 23,3 g Stickstoff in 1 m3 H2O. Besser als Wasser ist Stickstoff in einigen Kohlenwasserstoffen löslich.

Ticketnummer 9. Hydrolyse (von griechisch hydro - Wasser, Lyse - Zersetzung) bezeichnet die Zersetzung eines Stoffes durch Wasser. Salzhydrolyse ist die reversible Wechselwirkung von Salz mit Wasser, die zur Bildung eines schwachen Elektrolyten führt.

Wasser dissoziiert, wenn auch in geringem Maße:

H 2 O H + + OH -.

Natriumchlorid H2O H+ + OH–,

Na+ + Cl– + H2O Na+ + Cl– + H+ + OH–,

NaCl + H2O (keine Reaktion) Neutral

Natriumcarbonat + HOH + OH–,

2Na+ + + H2O + OH–,

Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH Alkalisch

Aluminiumchlorid Al3+ + HOH AlOH2+ + H+,

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

AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl sauer

Der Einfluss der Temperatur auf die Anzahl der Molekülkollisionen lässt sich anhand eines Modells zeigen. Der Einfluss der Temperatur auf die Reaktionsgeschwindigkeit wird in erster Näherung durch die Van't-Hoff-Regel (formuliert von J. Kh. van't Hoff aufgrund einer experimentellen Untersuchung vieler Reaktionen) bestimmt:

wo g - tTemperaturkoeffizient mit Werten von 2 bis 4.

Die Erklärung der Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von der Temperatur wurde von S. Arrhenius gegeben. Nicht jeder Stoß von Reaktionspartnermolekülen führt zu einer Reaktion, sondern nur die stärksten Stöße. Nur Moleküle mit einem Überschuss an kinetischer Energie sind zu einer chemischen Reaktion fähig.

S. Arrhenius berechnete den Anteil der aktiven (d. h. zu einer Reaktion führenden) Stöße reagierender Teilchen a in Abhängigkeit von der Temperatur: - a = exp(-E/RT). und gebracht Arrhenius-Gleichung für die Reaktionsgeschwindigkeitskonstante:

k \u003d k o e -E / RT

wobei k o und E d von der Art der Reagenzien abhängen. E ist die Energie, die Molekülen gegeben werden muss, damit sie interagieren, genannt Aktivierungsenergie.