Abhängigkeit der Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion von der Temperatur. van't Hoff-Regel

Ticket Nr. 2

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

2) Sei – Beryllium.

Chemische Eigenschaften: Beryllium ist bei Raumtemperatur relativ wenig reaktiv. In seiner kompakten Form reagiert es auch bei Rotgluttemperaturen nicht mit Wasser und Dampf und wird bis 600 °C nicht durch Luft oxidiert. Beim Entzünden verbrennt Berylliumpulver mit heller Flamme und erzeugt dabei Oxid und Nitrid. Halogene reagieren mit Beryllium bei Temperaturen über 600 °C, Chalkogene erfordern noch höhere Temperaturen.

Physikalische Eigenschaften: Beryllium ist ein relativ hartes, aber sprödes silberweißes Metall. Es hat einen hohen Elastizitätsmodul – 300 GPa (für Stähle – 200–210 GPa). An der Luft ist es aktiv mit einem beständigen 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 dauerhaften Schutzfilm bedeckt besteht aus Magnesiumoxid MgO, das beim Erhitzen an der Luft auf etwa 600 °C zerstört wird. Anschließend verbrennt das Metall mit einer blendend weißen Flamme zu Magnesiumoxid und Nitrid Mg3N2.

Chemische Eigenschaften: Eine Mischung aus pulverförmigem Magnesium mit Kaliumpermanganat KMnO4 – explosiv

Heißes Magnesium reagiert mit Wasser:

Mg (Zersetzung) + H2O = MgO + H2;

Alkalien haben keinen Einfluss auf Magnesium; es löst sich leicht in Säuren und setzt dabei Wasserstoff frei:

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2;

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

2Mg + O2 = 2MgO;

3Mg + N2 = Mg3N2

Ticket Nr. 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 Partikel vorkommt.

Gesättigte Lösung- eine Lösung, in der der gelöste Stoff unter bestimmten Bedingungen seine maximale Konzentration erreicht hat und sich nicht mehr auflöst. Der Niederschlag dieser Substanz steht im Gleichgewicht mit der gelösten Substanz.

Ungesättigte Lösung- eine Lösung, in der die Konzentration des gelösten Stoffes geringer ist als in einer gesättigten Lösung und in der unter den gegebenen Bedingungen etwas mehr davon gelöst werden kann.

Übersättigte Lösungen- Lösungen, die dadurch gekennzeichnet sind, dass der Gehalt an gelöstem Stoff in ihnen größer ist als der, der seiner normalen Löslichkeit unter bestimmten Bedingungen entspricht.

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

Henrys Gesetz 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 – Henry-Koeffizient.

Extraktion(von spätlateinisch extractio – Extraktion), Extraktion, der Prozess der Trennung einer Mischung aus flüssigen oder festen Stoffen unter Verwendung selektiver Lösungsmittel (Extraktionsmittel).

Ticket Nr. 4. 1)Massenanteil Dies ist das Verhältnis der Masse des gelösten Stoffes zur Gesamtmasse der Lösung. Für eine binäre Lösung

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

wobei ω(x) der Massenanteil der gelösten Substanz X ist

m(x) - Masse der gelösten Substanz X, g;

m(s) – Masse des Lösungsmittels S, g;

m = 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 zu 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.

Quittung:

Es besteht darin, Aluminiumoxid Al2O3 in geschmolzenem Kryolith Na3AlF6 aufzulösen und anschließend mit verbrauchbaren Koks- oder Graphitelektroden zu elektrolysieren. Diese Produktionsmethode benötigt viel Strom und wurde daher erst im 20. Jahrhundert populär.

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

Ticket Nr. 5. LÖSUNGEN VON NICHT-ELEKTROLYTEN, binäres oder mehrkomponentiges Mol. Systeme, deren Zusammensetzung sich (zumindest in gewissen Grenzen) kontinuierlich ändern kann. Im Gegensatz zu Lösungen von Elektrolyten enthalten Lösungen von Nichtelektrolyten (mol. Lösungen) keine geladenen Teilchen in nennenswerter Konzentration. Lösungen von Nichtelektrolyten können fest, flüssig und gasförmig sein.

Raoults erstes Gesetz

Das erste Gesetz von Raoult setzt den Sättigungsdampfdruck über einer Lösung mit ihrer Zusammensetzung in Beziehung; es ist wie folgt formuliert:

Der Partialdruck des gesättigten Dampfes einer Lösungskomponente ist direkt proportional zu ihrem Stoffmengenanteil in der Lösung, wobei der Proportionalitätskoeffizient gleich dem Sättigungsdampfdruck über der reinen Komponente ist.

Raoults zweites Gesetz

Die Tatsache, dass sich der Dampfdruck über der Lösung vom Dampfdruck über dem reinen Lösungsmittel unterscheidet, beeinflusst die Prozesse der Kristallisation und des Siedens erheblich. Aus dem ersten Gesetz von Raoult werden zwei Konsequenzen hinsichtlich der Abnahme des Gefrierpunkts und der Erhöhung des Siedepunkts von Lösungen abgeleitet, die in ihrer kombinierten Form als zweites Gesetz von Raoult bekannt sind.

Kryoskopie(aus dem Griechischen kryos – Kälte und Scopeo – ich schaue) – Messung der Abnahme des Gefrierpunkts einer Lösung im Vergleich zu einem reinen Lösungsmittel.

Van't Hoffs Regel: Bei jedem Temperaturanstieg um 10 Grad erhöht sich die Geschwindigkeitskonstante einer homogenen Elementarreaktion um das Zwei- bis Vierfache

Härte des Wassers- eine Reihe chemischer und physikalischer Eigenschaften von Wasser, die mit dem Gehalt an gelösten Salzen von Erdalkalimetallen, hauptsächlich Kalzium und Magnesium, verbunden sind.

Ticket Nr. 6. ELEKTROLYTLÖSUNGEN, enthalten merkliche Konzentrationen an Ionen-Kationen und Anionen, die durch die elektrolytische Dissoziation von Molekülen der gelösten Substanz entstehen.

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

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

Elektrolytische Dissoziation- der Prozess der Zersetzung eines Elektrolyten in Ionen, wenn er in einem polaren Lösungsmittel gelöst wird oder beim Schmelzen.

Ostwalds Verdünnungsgesetz- eine Beziehung, die die Abhängigkeit der äquivalenten elektrischen Leitfähigkeit einer verdünnten Lösung eines binären schwachen Elektrolyten von der Konzentration der Lösung ausdrückt:

P-Elemente der Gruppe 4– Kohlenstoff, Silizium, Germanium, Zinn und Blei.

Ticket Nr. 7. 1) Elektrolytische Dissoziation- Dies ist die Zersetzung eines Stoffes in Ionen unter dem Einfluss polarer Lösungsmittelmoleküle.

pH = -lg.

Pufferlösungen– das sind Lösungen, denen Säuren oder Laugen zugesetzt werden und deren pH-Wert sich leicht ändert.

Kohlensäure bildet:

1) mittlere Salze (Carbonate),

2) sauer (Hydrocarbonate).

Carbonate und Hydrogencarbonate sind thermisch instabil:

CaCO3 = CaO + CO2^,

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

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

Na2СО3 > 2Na+ + СО3-2,

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

Natriumbikarbonat (Backpulver) – weit verbreitet in der Lebensmittelindustrie. Aufgrund der Hydrolyse weist die Lösung auch ein alkalisches Milieu auf

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

Soda und Backpulver interagieren mit Säuren

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.

Ticket Nr. 8. 1)_Ionenaustausch in Lösungen:

Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 +H2O

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

CO3 + 2H → CO2 + H2O

C-Gasfreisetzung: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl

2) Chemische Eigenschaften von Stickstoff. Stickstoff interagiert nur mit aktiven Metallen wie Lithium, Kalzium und Magnesium, wenn er auf relativ niedrige Temperaturen erhitzt wird. Stickstoff reagiert mit den meisten anderen Elementen bei hohen Temperaturen und in Gegenwart von Katalysatoren. Stickstoffverbindungen mit Sauerstoff N2O, NO, N2O3, NO2 und N2O5 wurden gut untersucht.

Physikalische Eigenschaften von Stickstoff. Stickstoff ist etwas leichter als Luft; Dichte 1,2506 kg/m3 (bei 0°C und 101325 n/m2 oder 760 mm Hg), Schmelzpunkt -209,86°C, Siedepunkt -195,8°C. Stickstoff lässt sich nur schwer verflüssigen: Seine kritische Temperatur ist recht 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. Stickstoff ist in manchen Kohlenwasserstoffen besser löslich als in Wasser.

Ticket Nr. 9. Hydrolyse (von griech. hydro – Wasser, lyse – Zersetzung) bedeutet die Zersetzung eines Stoffes durch Wasser. Salzhydrolyse ist die reversible Reaktion 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 NaHCО3 + NaOH Alkalisch

Aluminiumchlorid Al3+ + HOH AlOH2+ + H+,

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

AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl Säure

für Studierende der Richtung 6070104 „See- und Binnenschifffahrt“

Spezialitäten

„Betrieb von Schiffselektroanlagen und Automatisierungsanlagen“,

Wegbeschreibung 6.050702 Fachrichtung „Elektromechanik“.

„Elektrische Systeme und Fahrzeugkomplexe“,

„Elektromechanische Automatisierungssysteme und elektrischer Antrieb“

Vollzeit- und Teilzeitausbildungsformen

Auflage_____ Exemplare Zur Veröffentlichung unterzeichnet_____________.

Best.-Nr.________. Band 1,08 p.l.

Verlag „Kerch State Marine Technological University“

98309 Kertsch, Ordschonikidse, 82.

Van't Hoffs Regel. Arrhenius-Gleichung.

Nach der um 1880 formulierten Faustregel von van't Hoff erhöht sich die Geschwindigkeit der meisten Reaktionen bei einem Temperaturanstieg von 10 Grad um das Zwei- bis Vierfache, wenn die Reaktion nahe Raumtemperatur durchgeführt wird. Beispielsweise beträgt die Halbwertszeit von gasförmigem Stickstoffmonoxid (V) bei 35 °C etwa 85 Minuten, bei 45 °C etwa 22 Minuten. und bei 55°C – ca. 8 Minuten.

Wir wissen bereits, dass die Reaktionsgeschwindigkeit bei jeder konstanten Temperatur durch eine empirische kinetische Gleichung beschrieben wird, die in den meisten Fällen (außer bei Reaktionen mit einem sehr komplexen Mechanismus) das Produkt der Geschwindigkeitskonstante und der Konzentration der Reaktanten in Potenzen gleich ist die Reihenfolge der Reaktion. Die Konzentrationen der Reagenzien sind praktisch unabhängig von der Temperatur, und auch die Ordnungen sind erfahrungsgemäß unabhängig. Folglich sind Geschwindigkeitskonstanten für die starke Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von der Temperatur verantwortlich. Gewöhnlich wird die Abhängigkeit der Geschwindigkeitskonstante von der Temperatur charakterisiert Temperaturkoeffizient der Reaktionsgeschwindigkeit, das ist das Verhältnis der Geschwindigkeitskonstanten bei Temperaturen, die sich um 10 Grad unterscheiden

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

Versuchen wir, die beobachteten hohen Werte der Temperaturkoeffizienten der Reaktionsgeschwindigkeiten am Beispiel einer homogenen Reaktion in der Gasphase aus der Sicht der molekularkinetischen Theorie von Gasen zu erklären. Damit die Moleküle interagierender Gase miteinander reagieren können, ist ihre Kollision notwendig, 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 Reaktantenmoleküle ab, und die Anzahl der Kollisionen hängt insbesondere von der Geschwindigkeit der chaotischen thermischen Bewegung der Moleküle ab. Die Geschwindigkeit der Moleküle und damit die Anzahl der Kollisionen nehmen mit der Temperatur zu. Allerdings erklärt die bloße Erhöhung der Geschwindigkeit von Molekülen nicht einen so schnellen Anstieg der Reaktionsgeschwindigkeiten mit der Temperatur. Tatsächlich ist nach der molekularkinetischen Theorie von Gasen die Durchschnittsgeschwindigkeit von Molekülen proportional zur Quadratwurzel der absoluten Temperatur, d. h. wenn die Temperatur des Systems um 10 Grad ansteigt, sagen wir, von 300 auf 310 K, den Durchschnitt Die Geschwindigkeit der Moleküle erhöht sich nur um das 310/300 = 1,02-fache – viel weniger als nach der Van't-Hoff-Regel erforderlich.

Somit kann eine Zunahme der Anzahl von Kollisionen allein die Temperaturabhängigkeit der Reanicht erklären. Offensichtlich spielt hier noch ein weiterer wichtiger Faktor eine Rolle. Um dies aufzudecken, wenden wir uns einer detaillierteren Analyse des Verhaltens einer großen Anzahl von Partikeln bei unterschiedlichen Temperaturen zu. Bisher haben wir über die durchschnittliche Geschwindigkeit der thermischen Bewegung von Molekülen und ihre Änderung mit der Temperatur gesprochen, aber wenn die Anzahl der Teilchen im System groß ist, dann können nach den Gesetzen der Statistik einzelne Teilchen eine Geschwindigkeit haben und dementsprechend kinetische Energie, die mehr oder weniger stark vom Mittelwert einer gegebenen Temperatur abweicht. Diese Situation ist in Abb. dargestellt. (3.2), was

zeigt, wie die Teile verteilt sind -

3.2. Verteilung der Teilchen nach kinetischer Energie bei verschiedenen Temperaturen:

2-T 2; 3-T 3; Ti

cy durch kinetische Energie bei einer bestimmten Temperatur. Betrachten wir zum Beispiel Kurve 1, die der Temperatur Ti entspricht. Die Gesamtzahl der Teilchen im System (nennen wir es N 0) ist gleich der Fläche unter der Kurve. Die maximale Anzahl an 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 einer Energie kleiner als E

Je stärker die kinetische Energie vom Durchschnitt abweicht, desto weniger Teilchen haben sie. Wählen wir zum Beispiel eine Energie E a, größer als E 1). Bei der Temperatur Ti beträgt die Anzahl der Teilchen, deren Energie den Wert von E a übersteigt, nur einen kleinen Teil der Gesamtzahl der Teilchen – dies ist der geschwärzte Bereich unter Kurve 1 rechts von der Vertikalen E a. Bei einer höheren Temperatur T 2 haben jedoch bereits mehr Teilchen eine Energie über E a (Kurve 2), und bei einem weiteren Temperaturanstieg auf T 3 (Kurve 3) liegt die Energie E a nahe am Durchschnitt , und eine solche Reserve an kinetischer Energie wird bereits etwa die Hälfte aller Moleküle haben.

Die Geschwindigkeit einer Reaktion wird nicht durch die Gesamtzahl der Kollisionen von Molekülen pro Zeiteinheit bestimmt, sondern durch den Teil davon, an dem Moleküle beteiligt sind, deren kinetische Energie eine bestimmte Grenze E a überschreitet, die als Aktivierungsenergie der Reaktion bezeichnet wird. Dies wird durchaus verständlich, wenn wir uns daran erinnern, dass es für den erfolgreichen Ablauf eines elementaren Reaktionsakts notwendig ist, dass bei einem Zusammenstoß die alten Bindungen aufgebrochen und die Voraussetzungen für die Bildung neuer Bindungen geschaffen werden. Dafür muss natürlich Energie aufgewendet werden – die kollidierenden Teilchen müssen über ausreichend Energie verfügen.

Der schwedische Wissenschaftler S. Arrhenius stellte fest, dass der Anstieg der Geschwindigkeit der meisten Reaktionen mit steigender Temperatur nichtlinear erfolgt (im Gegensatz zur Van't Hoff-Regel). Arrhenius fand heraus, dass die Rein den meisten Fällen der Gleichung folgt

LgK=lgA - , (3.14)

welches benannt wurde Arrhenius-Gleichungen.

E a – Aktivierungsenergie (siehe unten)

R ist die molare Gaskonstante von 8,314 J/mol۰K,

T – absolute Temperatur

A ist ein konstanter oder sehr wenig temperaturabhängiger Wert. Er wird Frequenzfaktor genannt, weil er mit der Häufigkeit molekularer Kollisionen und der Wahrscheinlichkeit zusammenhängt, dass eine Kollision auftritt, wenn die Moleküle in einer für die Reaktion günstigen Ausrichtung ausgerichtet sind. Wie aus (3.14) ersichtlich ist, ist mit zunehmender Aktivierungsenergie E a die Geschwindigkeitskonstante ZU nimmt ab. Folglich nimmt die Geschwindigkeit einer Reaktion mit zunehmender Energiebarriere ab (siehe unten).

wobei g der Temperaturkoeffizient ist und Werte von 2 bis 4 annimmt.

Eine Erklärung für die Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von der Temperatur lieferte S. Arrhenius. Nicht jeder Zusammenstoß reaktanter Moleküle führt zu einer Reaktion, sondern nur die stärksten Zusammenstöße. Nur Moleküle mit überschüssiger kinetischer Energie sind zu chemischen Reaktionen fähig.

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

k = koe-E/RT

wobei ko und E d von der Art der Reagenzien abhängen. E ist die Energie, die den Molekülen zugeführt werden muss, damit sie interagieren können, genannt Aktivierungsenergie.

Van't Hoffs Regel- eine empirische Regel, die es in erster Näherung ermöglicht, den Einfluss der Temperatur auf die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion in einem kleinen Temperaturbereich (normalerweise von 0 °C bis 100 °C) abzuschätzen. J. H. Van't Hoff formulierte auf der Grundlage vieler Experimente die folgende Regel:

Aktivierungsenergie in der Chemie und Biologie – die Mindestenergiemenge, die dem System zugeführt werden muss (in der Chemie ausgedrückt in Joule pro Mol), damit eine Reaktion stattfindet. Der Begriff wurde von Svante August Arrhenius eingeführt. Typische Bezeichnung für Reaktionsenergie Ea.

Die Aktivierungsentropie wird als Differenz zwischen der Entropie des Übergangszustands und dem Grundzustand der Reaktanten betrachtet. Sie wird hauptsächlich durch den Verlust der Translations- und Rotationsfreiheitsgrade der Partikel während der Bildung eines aktivierten Komplexes bestimmt. Signifikante Änderungen (Schwingungsfreiheitsgrade) können auch auftreten, wenn der aktivierte Komplex etwas dichter gepackt ist als die Reaktanten.

Die Aktivierungsentropie eines solchen Übergangs ist positiv.

Die Aktivierungsentropie hängt von vielen Faktoren ab. Wenn sich in einer bimolekularen Reaktion zwei Ausgangsteilchen zu einem Übergangszustand verbinden, sinkt die Translations- und Rotationsentropie der beiden Teilchen auf Werte, die einem einzelnen Teilchen entsprechen; Eine leichte Erhöhung der Schwingungsentropie reicht nicht aus, um diesen Effekt zu kompensieren.

Aktivierungsentropien variieren grundsätzlich stärker je nach Struktur als Enthalpien. Die Aktivierungsentropien stimmen in den meisten Fällen gut mit der Price- und Hammett-Regel überein. Diese Reihe hat auch die besondere Bedeutung, dass die Zunahme der Entropie des Silaps wahrscheinlich aus den bekannten absoluten Entropien der entsprechenden Kohlenwasserstoffe genau berechnet werden kann

Die Abhängigkeit der Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion von der Temperatur wird durch die Van't-Hoff-Regel bestimmt.

Der niederländische Chemiker Van't Hoff Jacob Hendrick, der Begründer der Stereochemie, wurde 1901 der erste Nobelpreisträger für Chemie. Er wurde ihm für seine Entdeckung der Gesetze der chemischen Dynamik und des osmotischen Drucks verliehen. Van't Hoff führte Ideen zur räumlichen Struktur chemischer Substanzen ein. Er war zuversichtlich, dass mit physikalischen und mathematischen Methoden Fortschritte in der Grundlagenforschung und der angewandten Forschung in der Chemie erzielt werden könnten. Nachdem er die Theorie der Reaktionsgeschwindigkeiten entwickelt hatte, schuf er die chemische Kinetik.

Chemische Reaktionsgeschwindigkeit

Unter der Kinetik chemischer Reaktionen versteht man also die Untersuchung der Häufigkeit des Auftretens, der chemischen Wechselwirkungen, die während des Reaktionsprozesses auftreten, und der Abhängigkeit der Reaktionen von verschiedenen Faktoren. Unterschiedliche Reaktionen treten unterschiedlich häufig auf.

Chemische Reaktionsgeschwindigkeit hängt direkt von der Art der in die Reaktion eintretenden Chemikalien ab. Einige Substanzen wie NaOH und HCl können im Bruchteil einer Sekunde reagieren. Und einige chemische Reaktionen dauern Jahre. Ein Beispiel für eine solche Reaktion ist das Rosten von Eisen.

Die Reaktionsgeschwindigkeit hängt auch von der Konzentration der Reaktanten ab. Je höher die Konzentration der Reagenzien ist, desto höher ist die Reaktionsgeschwindigkeit. Während der Reaktion nimmt die Konzentration der Reagenzien ab, daher verlangsamt sich die Reaktionsgeschwindigkeit. Das heißt, im Anfangsmoment ist die Geschwindigkeit immer höher als in jedem weiteren Moment.

V = (C Ende – Von Anfang)/(t Ende – t Anfang)

In bestimmten Zeitabständen werden die Reagenzienkonzentrationen bestimmt.

Van't Hoffs Regel

Ein wichtiger Faktor, von dem die Reaktionsgeschwindigkeit abhängt, ist die Temperatur.

Alle Moleküle kollidieren mit anderen. Die Anzahl der Schläge pro Sekunde ist sehr hoch. Dennoch laufen chemische Reaktionen nicht mit großer Geschwindigkeit ab. Dies geschieht, weil sich die Moleküle während der Reaktion zu einem aktivierten Komplex zusammenfügen müssen. Und nur aktive Moleküle, deren kinetische Energie dafür ausreicht, können es bilden. Bei einer geringen Anzahl aktiver Moleküle verläuft die Reaktion langsam. Mit steigender Temperatur nimmt die Zahl der aktiven Moleküle zu. Folglich wird die Reaktionsgeschwindigkeit höher sein.

Van't Hoff glaubte, dass die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion eine natürliche Änderung der Konzentration reagierender Substanzen pro Zeiteinheit ist. Aber es ist nicht immer einheitlich.

Van't Hoffs Regel besagt dies Mit jedem Temperaturanstieg um 10° erhöht sich die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion um das 2- bis 4-fache .

Mathematisch gesehen sieht die Van't-Hoff-Regel so aus:

Wo V 2 t 2, A V 1 – Reaktionsgeschwindigkeit bei Temperatur t 1 ;

ɣ - Temperaturkoeffizient der Reaktionsgeschwindigkeit. Dieser Koeffizient ist das Verhältnis der Geschwindigkeitskonstanten bei der Temperatur t+10 Und T.

Also, wenn ɣ = 3, und bei 0 °C dauert die Reaktion 10 Minuten, bei 100 °C dauert sie dann nur 0,01 Sekunden. Ein starker Anstieg der Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion wird durch eine Zunahme der Anzahl aktiver Moleküle mit steigender Temperatur erklärt.

Die Van't-Hoff-Regel gilt nur im Temperaturbereich von 10-400 °C. Reaktionen, an denen große Moleküle beteiligt sind, gehorchen nicht der Van't-Hoff-Regel.

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 die folgende Faustregel formulierte:

Bei einem Temperaturanstieg alle 10 Grad erhöht sich die Geschwindigkeitskonstante einer elementaren chemischen Reaktion um das Zwei- bis Vierfache.

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

(II.30)

Allerdings ist die Van't-Hoff-Regel 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

Es ist offensichtlich, dass die Wechselwirkung von Teilchen während ihrer Kollisionen stattfindet; Allerdings ist die Zahl der Kollisionen von Molekülen sehr groß und wenn jede Kollision zu einer chemischen Wechselwirkung der Teilchen führen würde, würden alle Reaktionen fast augenblicklich ablaufen. Arrhenius postulierte, dass Kollisionen von Molekülen nur dann wirksam sind (d. h. zu einer Reaktion führen), wenn die kollidierenden Moleküle über eine bestimmte Energiemenge verfügen – Aktivierungsenergie.

Die Aktivierungsenergie ist die Mindestenergie, die Moleküle haben müssen, bevor es bei ihrem Zusammenstoß zu einer chemischen Wechselwirkung kommen kann.

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, eines sogenannten aktivierten Komplexes, verläuft:

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 der Annäherung von Teilchen aneinander und zum anderen durch die Notwendigkeit, eine bestimmte räumliche Konfiguration aufzubauen, verursacht wird 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 Aktivierungsenergie einer Reaktion entspricht ungefähr dem Überschuss der durchschnittlichen Energie des aktivierten Komplexes über das durchschnittliche Energieniveau der Reaktanten. Wenn die direkte Reaktion exotherm ist, ist die Aktivierungsenergie der Rückreaktion E "A natürlich höher als die Aktivierungsenergie der direkten Reaktion E A. Die Aktivierungsenergien der Hin- und Rückreaktion stehen durch die Änderung in Beziehung zueinander an innerer Energie während der Reaktion. Das oben Gesagte lässt sich anhand der energiechemischen Reaktionsdiagramme veranschaulichen (Abb. 2.5).

Reis. 2.5. Energiediagramm einer chemischen Reaktion. E out ist die durchschnittliche Energie der Partikel der Ausgangsstoffe, E cont ist die durchschnittliche Energie der Partikel der Reaktionsprodukte.

Da die Temperatur ein Maß für die durchschnittliche kinetische Energie von Partikeln ist, führt eine Temperaturerhöhung zu einem Anstieg des Anteils von Partikeln, deren Energie gleich oder größer als die Aktivierungsenergie ist, was zu einer Erhöhung der Reaführt (Abb . 2.6):

Reis. 2.6. Energieverteilung von Teilchen. Hier 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 Ableitung eines Ausdrucks, der die Abhängigkeit der Reavon Temperatur und Aktivierungsenergie beschreibt – die Arrhenius-Gleichung. Nach der Van't-Hoff-Isobarengleichung gilt

Da die Gleichgewichtskonstante das Verhältnis der Geschwindigkeitskonstanten der Hin- und Rückreaktion ist, können wir Ausdruck (II.31) wie folgt umschreiben:

(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. Nachdem wir postuliert haben, dass C = 0 ist, erhalten wir die Arrhenius-Gleichung, wobei E A die Aktivierungsenergie ist:

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

(II.36)

(II.37)

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

Hier ist A die Integrationskonstante. Aus Gleichung (II.37) lässt sich leicht die physikalische Bedeutung des präexponentiellen Faktors A zeigen, der gleich der Rebei einer gegen Unendlich tendierenden Temperatur ist. Wie aus Ausdruck (II.36) ersichtlich ist, hängt der Logarithmus der Geschwindigkeitskonstante linear von der inversen Temperatur ab (Abb. 2.7); Die Größe der Aktivierungsenergie E A und der Logarithmus des Präexponentialfaktors A können grafisch ermittelt werden (der Tangens des Neigungswinkels der Geraden zur Abszissenachse und das von der Geraden abgeschnittene Segment auf der Ordinatenachse). ).

Wenn Sie die Aktivierungsenergie der Reaktion und die Geschwindigkeitskonstante bei jeder Temperatur T1 kennen, können Sie mithilfe der Arrhenius-Gleichung den Wert der Geschwindigkeitskonstante bei jeder Temperatur T2 berechnen:

(II.39)