Εισιτήριο νούμερο 2
1) ΚΥΡΙΕΣ ΤΑΞΕΙΣ ΑΝΟΡΓΑΝΩΝ ΕΝΩΣΕΩΝ: Βάσεις, οξείδια, οξέα, άλατα.
2) Be - βηρύλλιο.
Χημικές ιδιότητες:το βηρύλλιο είναι σχετικά μη αντιδραστικό σε θερμοκρασία δωματίου. Σε συμπαγή μορφή, δεν αντιδρά με νερό και υδρατμούς ακόμη και σε κόκκινη ζέστη και δεν οξειδώνεται από τον αέρα μέχρι τους 600 °C. Όταν αναφλέγεται, η σκόνη βηρυλλίου καίγεται με έντονη φλόγα, παράγοντας οξείδιο και νιτρίδιο. Τα αλογόνα αντιδρούν με το βηρύλλιο σε θερμοκρασίες πάνω από 600 °C, ενώ τα χαλκογόνα απαιτούν ακόμη υψηλότερες θερμοκρασίες.
Φυσικές ιδιότητες:Το βηρύλλιο είναι ένα σχετικά σκληρό, αλλά εύθραυστο, ασημί-λευκό μέταλλο. Έχει υψηλό συντελεστή ελαστικότητας - 300 GPa (για χάλυβες - 200-210 GPa). Στον αέρα, καλύπτεται ενεργά με μια ανθεκτική μεμβράνη οξειδίου.
Μαγνήσιο (Mg). Φυσικές ιδιότητες:Το μαγνήσιο είναι ένα ασημί-λευκό μέταλλο με εξαγωνικό πλέγμα, ομάδα χώρου P 63 / mmc, παράμετροι πλέγματος a = 0,32029 nm, c = 0,52000 nm, Z = 2. Υπό κανονικές συνθήκες, η επιφάνεια του μαγνησίου καλύπτεται με ισχυρή προστατευτική μεμβράνη του οξειδίου του μαγνησίου MgO, το οποίο καταστρέφεται όταν θερμαίνεται στον αέρα στους περίπου 600 ° C, μετά το οποίο το μέταλλο καίγεται με μια εκθαμβωτική λευκή φλόγα για να σχηματίσει οξείδιο του μαγνησίου και νιτρίδιο Mg3N2.
Χημικές ιδιότητες:Μείγμα κονιοποιημένου μαγνησίου με υπερμαγγανικό κάλιο KMnO4 - εκρηκτικό
Το ζεστό μαγνήσιο αντιδρά με το νερό:
Mg (διάσπαση) + H2O = MgO + H2;
Τα αλκάλια δεν δρουν στο μαγνήσιο, διαλύεται εύκολα σε οξέα με την απελευθέρωση υδρογόνου:
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2;
Όταν θερμαίνεται στον αέρα, το μαγνήσιο καίγεται για να σχηματίσει ένα οξείδιο· μια μικρή ποσότητα νιτριδίου μπορεί επίσης να σχηματιστεί με το άζωτο:
2Mg + O2 = 2MgO;
3Mg + N2 = Mg3N2
Εισιτήριο νούμερο 3. Διαλυτότητα- την ικανότητα μιας ουσίας να σχηματίζει ομοιογενή συστήματα με άλλες ουσίες - διαλύματα στα οποία η ουσία έχει τη μορφή μεμονωμένων ατόμων, ιόντων, μορίων ή σωματιδίων.
κορεσμένο διάλυμα- ένα διάλυμα στο οποίο η διαλυμένη ουσία έχει φτάσει στη μέγιστη συγκέντρωσή της υπό δεδομένες συνθήκες και δεν είναι πλέον διαλυτή. Το ίζημα μιας δεδομένης ουσίας βρίσκεται σε ισορροπία με την ουσία σε διάλυμα.
ακόρεστο διάλυμα- διάλυμα στο οποίο η συγκέντρωση μιας διαλυμένης ουσίας είναι μικρότερη από ό,τι σε ένα κορεσμένο διάλυμα και στο οποίο, υπό δεδομένες συνθήκες, μπορεί να διαλυθεί λίγο περισσότερο από αυτήν.
Υπερκορεσμένα διαλύματα- Διαλύματα που χαρακτηρίζονται από το γεγονός ότι η περιεκτικότητα μιας διαλυμένης ουσίας σε αυτά είναι μεγαλύτερη από την κανονική διαλυτότητά της υπό δεδομένες συνθήκες.
ο νόμος του Henry- ο νόμος σύμφωνα με τον οποίο, σε σταθερή θερμοκρασία, η διαλυτότητα ενός αερίου σε ένα δεδομένο υγρό είναι ευθέως ανάλογη με την πίεση αυτού του αερίου στο διάλυμα. Ο νόμος είναι κατάλληλος μόνο για ιδανικές λύσεις και χαμηλές πιέσεις.
Ο νόμος του Henry συνήθως γράφεται ως εξής:
Όπου p είναι η μερική πίεση του αερίου πάνω από το διάλυμα,
c είναι η συγκέντρωση αερίου στο διάλυμα σε κλάσματα mole,
k είναι ο συντελεστής Henry.
Εξαγωγή(από την ύστερη λατινική εκχύλιση - εκχύλιση), εκχύλιση, η διαδικασία διαχωρισμού μίγματος υγρών ή στερεών ουσιών με τη χρήση εκλεκτικών (επιλεκτικών) διαλυτών (εκχυλιστικών).
Αριθμός εισιτηρίου 4. 1)Κλάσμα μάζαςείναι ο λόγος της μάζας της διαλυμένης ουσίας προς τη συνολική μάζα του διαλύματος. Για δυαδική λύση
ω(x) = m(x) / (m(x) + m(s)) = m(x) / m
όπου ω(x) - κλάσμα μάζας της διαλυμένης ουσίας Χ
m(x) - μάζα διαλυμένης ουσίας X, g;
m(s) είναι η μάζα του διαλύτη S, g;
m \u003d m (x) + m (s) - μάζα του διαλύματος, g.
2)Αλουμίνιο- ένα στοιχείο της κύριας υποομάδας της τρίτης ομάδας της τρίτης περιόδου του περιοδικού συστήματος χημικών στοιχείων του D. I. Mendeleev, με ατομικό αριθμό 13.
Εύρεση στη φύση:
Το φυσικό αλουμίνιο αποτελείται σχεδόν εξ ολοκλήρου από ένα μόνο σταθερό ισότοπο, το 27Al, με ίχνη 26Al, ένα ραδιενεργό ισότοπο με χρόνο ημιζωής 720.000 ετών, που σχηματίζεται στην ατμόσφαιρα όταν οι πυρήνες αργού βομβαρδίζονται από πρωτόνια κοσμικής ακτίνας.
Παραλαβή:
Συνίσταται στη διάλυση του οξειδίου του αργιλίου Al2O3 σε τήγμα κρυόλιθου Na3AlF6, που ακολουθείται από ηλεκτρόλυση με χρήση αναλώσιμου φούρνου οπτάνθρακα ή ηλεκτροδίων γραφίτη. Αυτή η μέθοδος απόκτησης απαιτεί μεγάλες ποσότητες ηλεκτρικής ενέργειας, και ως εκ τούτου ήταν σε ζήτηση μόνο τον 20ο αιώνα.
Αλουμινοθερμία- μέθοδος λήψης μετάλλων, μη μετάλλων (καθώς και κραμάτων) με αναγωγή των οξειδίων τους με μεταλλικό αλουμίνιο.
Αριθμός εισιτηρίου 5. ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΜΗ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΩΝ, δυαδική ή πολλαπλών συστατικών προβλήτα. συστήματα, η σύνθεση των οποίων μπορεί να αλλάζει συνεχώς (τουλάχιστον εντός ορισμένων ορίων). Σε αντίθεση με τα διαλύματα ηλεκτρολυτών, δεν υπάρχουν φορτισμένα σωματίδια σε αξιοσημείωτες συγκεντρώσεις σε διαλύματα μη ηλεκτρολυτών (mol. διαλύματα). Τα διαλύματα των μη ηλεκτρολυτών μπορεί να είναι στερεά, υγρά και αέρια.
Ο πρώτος νόμος του Ραούλ
Ο πρώτος νόμος του Raoult συσχετίζει την πίεση ατμών κορεσμού σε ένα διάλυμα με τη σύνθεσή του. διατυπώνεται ως εξής:
Η μερική πίεση του κορεσμένου ατμού ενός συστατικού διαλύματος είναι ευθέως ανάλογη με το μοριακό του κλάσμα στο διάλυμα και ο συντελεστής αναλογικότητας είναι ίσος με την πίεση των κορεσμένων ατμών στο καθαρό συστατικό.
Ο δεύτερος νόμος του Raoult
Το γεγονός ότι η τάση ατμών ενός διαλύματος διαφέρει από την τάση ατμών ενός καθαρού διαλύτη επηρεάζει σημαντικά τις διαδικασίες κρυστάλλωσης και βρασμού. Από τον πρώτο νόμο του Raoult, προκύπτουν δύο συνέπειες σχετικά με τη μείωση του σημείου πήξης και την αύξηση του σημείου βρασμού των διαλυμάτων, τα οποία, στη συνδυασμένη τους μορφή, είναι γνωστά ως ο δεύτερος νόμος του Raoult.
Κρυοσκόπηση(από το ελληνικό κρυός - κρύο και scopeo - look) - μέτρηση της μείωσης του σημείου πήξης ενός διαλύματος σε σύγκριση με έναν καθαρό διαλύτη.
Κανόνας του Van't Hoff - Για κάθε 10 μοίρες αύξηση της θερμοκρασίας, η σταθερά ταχύτητας μιας ομοιογενούς στοιχειώδους αντίδρασης αυξάνεται δύο έως τέσσερις φορές
Σκληρότητα νερού- ένα σύνολο χημικών και φυσικών ιδιοτήτων του νερού που σχετίζονται με την περιεκτικότητα σε διαλυμένα άλατα μετάλλων αλκαλικών γαιών σε αυτό, κυρίως ασβεστίου και μαγνησίου.
Αριθμός εισιτηρίου 6. ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΩΝ,περιέχουν αξιόλογες συγκεντρώσεις ιόντων-κατιόντων και ανιόντων που σχηματίζονται ως αποτέλεσμα της ηλεκτρολυτικής διάστασης των μορίων της διαλυμένης ύλης.
Ισχυροί ηλεκτρολύτες- χημικές ενώσεις των οποίων τα μόρια σε αραιά διαλύματα διασπώνται σχεδόν πλήρως σε ιόντα.
Αδύναμοι ηλεκτρολύτες- χημικές ενώσεις, τα μόρια των οποίων, ακόμη και σε εξαιρετικά αραιά διαλύματα, δεν διασπώνται πλήρως σε ιόντα, τα οποία βρίσκονται σε δυναμική ισορροπία με αδιάσπαστα μόρια.
ηλεκτρολυτική διάσταση- τη διαδικασία αποσύνθεσης του ηλεκτρολύτη σε ιόντα όταν αυτός διαλυθεί σε πολικό διαλύτη ή όταν λιώσει.
Νόμος αραίωσης Ostwald- λόγος που εκφράζει την εξάρτηση της ισοδύναμης ηλεκτρικής αγωγιμότητας ενός αραιού διαλύματος ενός δυαδικού ασθενούς ηλεκτρολύτη από τη συγκέντρωση του διαλύματος:
P-στοιχεία 4 ομάδες- άνθρακα, πυρίτιο, γερμάνιο, κασσίτερο και μόλυβδο.
Αριθμός εισιτηρίου 7. 1) Ηλεκτρολυτική διάσταση- αυτή είναι η αποσύνθεση μιας ουσίας σε ιόντα υπό τη δράση μορίων πολικών διαλυτών.
pH = -lg.
ρυθμιστικά διαλύματα- Αυτά είναι διαλύματα όταν προστίθενται οξέα ή αλκάλια στα οποία το pH τους αλλάζει ελαφρώς.
Το ανθρακικό οξύ σχηματίζει:
1) μέτρια άλατα (ανθρακικά),
2) όξινα (υδρογονανθρακικά).
Τα ανθρακικά και τα υδρογονανθρακικά είναι θερμικά ασταθή:
CaCO3 \u003d CaO + CO2 ^,
Ca (HCO3) 2 \u003d CaCO3v + CO2 ^ + H2O.
Το ανθρακικό νάτριο (ανθρακικό νάτριο) είναι ένα από τα κύρια προϊόντα της χημικής βιομηχανίας. Σε υδατικό διάλυμα υδρολύεται ανάλογα με την αντίδραση
Na2CO3 > 2Na+ + CO3-2,
CO3-2 + H + -OH- - HCO3- + OH-.
Το διττανθρακικό νάτριο (μαγειρική σόδα) χρησιμοποιείται ευρέως στη βιομηχανία τροφίμων. Λόγω της υδρόλυσης, το διάλυμα έχει επίσης αλκαλικό περιβάλλον.
NaHC03 > Na+ + HCO3-, HCO3- + H-OH - H2CO3 + OH-.
Το ανθρακικό νάτριο και η πόση σόδα αλληλεπιδρούν με οξέα
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.
Αριθμός εισιτηρίου 8. 1) ανταλλαγή ιόντων σε διαλύματα:
Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 +H2O
2Na + CO3 + 2H + SO4 → 2Na + SO4 + CO2 + H2O
CO3 + 2H → CO2 + H2O
Με έκλυση αερίου: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl
2) Χημικές ιδιότητες του αζώτου.Μόνο με ενεργά μέταλλα όπως το λίθιο, το ασβέστιο, το μαγνήσιο, το άζωτο αλληλεπιδρά όταν θερμαίνεται σε σχετικά χαμηλές θερμοκρασίες. Το άζωτο αντιδρά με τα περισσότερα άλλα στοιχεία σε υψηλές θερμοκρασίες και παρουσία καταλυτών. Οι ενώσεις αζώτου με οξυγόνο N2O, NO, N2O3, NO2 και N2O5 έχουν μελετηθεί καλά.
Φυσικές ιδιότητες του αζώτου.Το άζωτο είναι ελαφρώς ελαφρύτερο από τον αέρα. πυκνότητα 1,2506 kg/m3 (στους 0°С και 101325 n/m2 ή 760 mm Hg), mp -209,86°C, tbp -195,8°С. Το άζωτο υγροποιείται με δυσκολία: η κρίσιμη θερμοκρασία του είναι μάλλον χαμηλή (-147,1°C) και η κρίσιμη πίεση είναι υψηλή, 3,39 MN/m2 (34,6 kgf/cm2). η πυκνότητα του υγρού αζώτου είναι 808 kg/m3. Το άζωτο είναι λιγότερο διαλυτό στο νερό από το οξυγόνο: στους 0°C, 23,3 g αζώτου διαλύονται σε 1 m3 H2O. Καλύτερα από το νερό, το άζωτο είναι διαλυτό σε ορισμένους υδρογονάνθρακες.
Αριθμός εισιτηρίου 9. Υδρόλυση (από το ελληνικό υδρο - νερό, λύση - αποσύνθεση)σημαίνει την αποσύνθεση μιας ουσίας από το νερό. Η υδρόλυση άλατος είναι η αναστρέψιμη αλληλεπίδραση του άλατος με το νερό, που οδηγεί στο σχηματισμό ενός αδύναμου ηλεκτρολύτη.
Το νερό, αν και σε μικρό βαθμό, διαχωρίζει:
H 2 O H + + OH -.
Χλωριούχο νάτριο H2O H+ + OH–,
Na+ + Cl– + H2O Na+ + Cl– + H+ + OH–,
NaCl + H2O (χωρίς αντίδραση) Ουδέτερο
Ανθρακικό νάτριο + HOH + OH–,
2Na+ + + H2O + OH–,
Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH Αλκαλικό
Χλωριούχο αργίλιο Al3+ + HOH AlOH2+ + H+,
Al3+ + 3Cl– + H2O AlΟH2+ + 2Cl– + H+ + Cl–,
AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl όξινο
για μαθητές κατεύθυνσης 6070104 «Θαλασσινές και ποτάμιες μεταφορές»
ειδικότητες
«Λειτουργία ηλεκτρολογικού εξοπλισμού και αυτοματισμού πλοίου»,
κατεύθυνση 6.050702 «Ηλεκτρομηχανική» ειδικότητα
"Ηλεκτρικά συστήματα και συγκροτήματα οχημάτων",
"Ηλεκτρομηχανολογικά Συστήματα Αυτοματισμού και Ηλεκτρική Κίνηση"
εκπαίδευση πλήρους και μερικής απασχόλησης
Κυκλοφορία ______ αντίτυπα Υπεγράφη προς δημοσίευση _____________.
Αριθμός παραγγελίας. _______. Τόμος 1.08 σελ.
Εκδοτικός οίκος "Kerch State Marine Technological University"
98309 Kerch, Ordzhonikidze, 82.
Ο κανόνας του Van't Hoff. Εξίσωση Arrhenius.
Σύμφωνα με τον εμπειρικό κανόνα του Van't Hoff, που διατυπώθηκε γύρω στο 1880, ο ρυθμός των περισσότερων αντιδράσεων αυξάνεται κατά 2-4 με αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 βαθμούς εάν η αντίδραση διεξάγεται σε θερμοκρασία κοντά στη θερμοκρασία δωματίου. Για παράδειγμα, ο χρόνος ημιζωής του αερίου μονοξειδίου του αζώτου (V) στους 35°C είναι περίπου 85 λεπτά, στους 45°C είναι περίπου 22 λεπτά. και στους 55°C - περίπου 8 λεπτά.
Γνωρίζουμε ήδη ότι σε οποιαδήποτε σταθερή θερμοκρασία ο ρυθμός αντίδρασης περιγράφεται από μια εμπειρική κινητική εξίσωση που αντιπροσωπεύει στις περισσότερες περιπτώσεις (με εξαίρεση μια αντίδραση με πολύ σύνθετο μηχανισμό) το γινόμενο της σταθεράς ταχύτητας και η συγκέντρωση των αντιδρώντων σε ισχύ ίσες στις εντολές της αντίδρασης. Οι συγκεντρώσεις των αντιδραστηρίων πρακτικά δεν εξαρτώνται από τη θερμοκρασία, οι παραγγελίες, όπως δείχνει η εμπειρία, κάνουν το ίδιο. Κατά συνέπεια, οι σταθερές ταχύτητας είναι υπεύθυνες για την έντονη εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τη θερμοκρασία. Η εξάρτηση από τη θερμοκρασία της σταθεράς ρυθμού συνήθως χαρακτηρίζεται από συντελεστής θερμοκρασίας ταχύτητας αντίδρασης, που είναι ο λόγος των σταθερών ρυθμού σε θερμοκρασίες που διαφέρουν κατά 10 βαθμούς
και το οποίο, σύμφωνα με τον κανόνα van't Hoff, είναι περίπου 2-4.
Ας προσπαθήσουμε να εξηγήσουμε τις παρατηρούμενες υψηλές τιμές των συντελεστών θερμοκρασίας των ρυθμών αντίδρασης χρησιμοποιώντας το παράδειγμα μιας ομοιογενούς αντίδρασης στην αέρια φάση από τη σκοπιά της μοριακής-κινητικής θεωρίας των αερίων. Προκειμένου τα μόρια των αλληλεπιδρώντων αερίων να αντιδράσουν μεταξύ τους, είναι απαραίτητη η σύγκρουσή τους, κατά την οποία κάποιοι δεσμοί σπάνε, ενώ άλλοι σχηματίζονται, ως αποτέλεσμα του οποίου εμφανίζεται ένα νέο μόριο - το μόριο του προϊόντος αντίδρασης. Κατά συνέπεια, ο ρυθμός αντίδρασης εξαρτάται από τον αριθμό των συγκρούσεων των μορίων των αντιδρώντων και ο αριθμός των συγκρούσεων, ειδικότερα, εξαρτάται από τον ρυθμό χαοτικής θερμικής κίνησης των μορίων. Η ταχύτητα των μορίων και, κατά συνέπεια, ο αριθμός των συγκρούσεων αυξάνονται με τη θερμοκρασία. Ωστόσο, μόνο μια αύξηση στην ταχύτητα των μορίων δεν εξηγεί μια τόσο γρήγορη αύξηση των ρυθμών των αντιδράσεων με τη θερμοκρασία. Πράγματι, σύμφωνα με τη μοριακή κινητική θεωρία των αερίων, η μέση ταχύτητα των μορίων είναι ανάλογη με την τετραγωνική ρίζα της απόλυτης θερμοκρασίας, δηλ. με αύξηση της θερμοκρασίας του συστήματος κατά 10 βαθμούς, ας πούμε, από 300 σε 310 Κ. Η μέση ταχύτητα των μορίων θα αυξηθεί μόνο κατά 310/300 = 1,02 φορές - πολύ λιγότερο από ό,τι απαιτεί ο κανόνας van't Hoff.
Έτσι, η εξάρτηση των σταθερών του ρυθμού αντίδρασης από τη θερμοκρασία δεν μπορεί να εξηγηθεί μόνο από την αύξηση του αριθμού των συγκρούσεων. Προφανώς, υπάρχει ένας άλλος σημαντικός παράγοντας που λειτουργεί εδώ. Για να το αποκαλύψουμε, ας στραφούμε σε μια πιο λεπτομερή ανάλυση της συμπεριφοράς ενός μεγάλου αριθμού σωματιδίων σε διάφορες θερμοκρασίες. Μέχρι στιγμής, μιλούσαμε για τη μέση ταχύτητα της θερμικής κίνησης των μορίων και την αλλαγή της με τη θερμοκρασία, αλλά αν ο αριθμός των σωματιδίων στο σύστημα είναι μεγάλος, τότε, σύμφωνα με τους νόμους της στατιστικής, τα μεμονωμένα σωματίδια μπορούν να έχουν ταχύτητα και, κατά συνέπεια, μια κινητική ενέργεια που αποκλίνει σε μεγαλύτερο ή μικρότερο βαθμό από τη μέση τιμή για μια δεδομένη θερμοκρασία. Αυτή η κατάσταση φαίνεται στο Σχ. (3.2), το οποίο
δείχνει πώς κατανέμονται τα εξαρτήματα -
3.2. Κατανομή σωματιδίων με κινητική ενέργεια σε διαφορετικές θερμοκρασίες:
2-T 2; 3-T 3 ; Ti ts σε κινητική ενέργεια σε μια ορισμένη θερμοκρασία. Θεωρήστε, για παράδειγμα, την καμπύλη 1 που αντιστοιχεί στη θερμοκρασία Ti. Ο συνολικός αριθμός των σωματιδίων στο σύστημα (το συμβολίζουμε με N 0) είναι ίσος με το εμβαδόν κάτω από την καμπύλη. Ο μέγιστος αριθμός σωματιδίων, ίσος με Ni, έχει την πιο πιθανή κινητική ενέργεια E 1 για μια δεδομένη θερμοκρασία. Τα σωματίδια των οποίων ο αριθμός είναι ίσος με το εμβαδόν κάτω από την καμπύλη στα δεξιά του κατακόρυφου E 1 θα έχουν μεγαλύτερη ενέργεια και η περιοχή στα αριστερά του κατακόρυφου αντιστοιχεί σε σωματίδια με ενέργειες μικρότερες από E Όσο περισσότερο διαφέρει η κινητική ενέργεια από τη μέση, τόσο λιγότερα σωματίδια την έχουν. Ας επιλέξουμε, για παράδειγμα, κάποια ενέργεια E a μεγαλύτερη από E 1 ). Σε μια θερμοκρασία Ti, ο αριθμός των σωματιδίων των οποίων η ενέργεια υπερβαίνει την τιμή E a είναι μόνο ένα μικρό μέρος του συνολικού αριθμού των σωματιδίων - αυτή είναι η μαυρισμένη περιοχή κάτω από την καμπύλη 1 στα δεξιά της κατακόρυφης Ea. Ωστόσο, σε υψηλότερη θερμοκρασία T 2, περισσότερα σωματίδια έχουν ήδη ενέργεια που υπερβαίνει το Ea (καμπύλη 2), και με περαιτέρω αύξηση της θερμοκρασίας σε T 3 (καμπύλη 3), η ενέργεια E a αποδεικνύεται ότι είναι κοντά στον μέσο όρο , και ένα τέτοιο απόθεμα κινητικής ενέργειας θα έχει ήδη περίπου τα μισά από όλα τα μόρια. Ο ρυθμός αντίδρασης δεν καθορίζεται από τον συνολικό αριθμό των συγκρούσεων μορίων ανά μονάδα χρόνου, αλλά από το τμήμα του, στο οποίο συμμετέχουν μόρια, του οποίου η κινητική ενέργεια υπερβαίνει ένα ορισμένο όριο Ea, που ονομάζεται ενέργεια ενεργοποίησης της αντίδρασης . Αυτό γίνεται αρκετά κατανοητό αν θυμηθούμε ότι για να προχωρήσει επιτυχώς μια στοιχειώδης αντίδραση, είναι απαραίτητο η σύγκρουση να σπάσει τους παλιούς δεσμούς και να δημιουργήσει συνθήκες για το σχηματισμό νέων. Φυσικά, αυτό απαιτεί τη δαπάνη ενέργειας - είναι απαραίτητο τα συγκρουόμενα σωματίδια να έχουν επαρκή παροχή αυτής. Ο Σουηδός επιστήμονας S. Arrhenius διαπίστωσε ότι η αύξηση του ρυθμού των περισσότερων αντιδράσεων με την αύξηση της θερμοκρασίας συμβαίνει μη γραμμικά (σε αντίθεση με τον κανόνα van't Hoff). Ο Arrhenius βρήκε ότι στις περισσότερες περιπτώσεις η σταθερά του ρυθμού αντίδρασης υπακούει στην εξίσωση LgK=lgA - , (3.14) που ονομάστηκε Εξισώσεις Arrhenius. Еа - ενέργεια ενεργοποίησης (δείτε παρακάτω) R - μοριακή σταθερά αερίου, ίση με 8,314 J / mol0K, T - απόλυτη θερμοκρασία Το A είναι μια σταθερά ή πολύ λίγο εξαρτάται από την τιμή της θερμοκρασίας. Ονομάζεται συντελεστής συχνότητας επειδή σχετίζεται με τη συχνότητα των μοριακών συγκρούσεων και την πιθανότητα η σύγκρουση να συμβεί σε ευνοϊκό για την αντίδραση προσανατολισμό των μορίων. Όπως φαίνεται από το (3.14), καθώς η ενέργεια ενεργοποίησης E αυξάνεται, η σταθερά του ρυθμού ΠΡΟΣ ΤΗΝ
μειώνεται. Επομένως, ο ρυθμός μιας αντίδρασης μειώνεται όσο αυξάνεται το ενεργειακό της φράγμα (βλ. παρακάτω). όπου g - συντελεστής θερμοκρασίας, λαμβάνοντας τιμές από 2 έως 4. Η εξήγηση της εξάρτησης του ρυθμού αντίδρασης από τη θερμοκρασία δόθηκε από τον S. Arrhenius. Όχι κάθε σύγκρουση μορίων αντιδρώντων οδηγεί σε αντίδραση, αλλά μόνο οι ισχυρότερες συγκρούσεις.
Μόνο μόρια με περίσσεια κινητικής ενέργειας είναι ικανά για χημική αντίδραση. Ο S. Arrhenius υπολόγισε την αναλογία των ενεργών (δηλαδή που οδηγούν σε αντίδραση) συγκρούσεων των αντιδρώντων σωματιδίων a, ανάλογα με τη θερμοκρασία: - a = exp(-E/RT). και έφερε Εξίσωση Arrhenius για τη σταθερά του ρυθμού αντίδρασης: όπου το ko και το E d εξαρτώνται από τη φύση των αντιδραστηρίων. Ε είναι η ενέργεια που πρέπει να δοθεί στα μόρια για να αλληλεπιδράσουν, καλούμενη ενέργεια ενεργοποίησης.
Ο κανόνας του Van't Hoff- ένας εμπειρικός κανόνας που επιτρέπει, ως πρώτη προσέγγιση, να εκτιμηθεί η επίδραση της θερμοκρασίας στον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης σε ένα μικρό εύρος θερμοκρασίας (συνήθως από 0 ° C έως 100 ° C). Ο J. H. van't Hoff, με βάση πολλά πειράματα, διατύπωσε τον ακόλουθο κανόνα: Ενέργεια ενεργοποίησηςστη χημεία και τη βιολογία, η ελάχιστη ποσότητα ενέργειας που απαιτείται για να μεταδοθεί σε ένα σύστημα (στη χημεία εκφρασμένη σε joules ανά mole) για να συμβεί μια αντίδραση. Ο όρος εισήχθη από τον Svante August Arrhenius το. Τυπικός συμβολισμός ενέργειας αντίδρασης Εα. Η εντροπία ενεργοποίησης θεωρείται ως η διαφορά μεταξύ της εντροπίας της μεταβατικής κατάστασης και της βασικής κατάστασης των αντιδρώντων. Καθορίζεται κυρίως από την απώλεια των μεταφορικών και περιστροφικών βαθμών ελευθερίας των σωματιδίων κατά τον σχηματισμό του ενεργοποιημένου συμπλόκου. Σημαντικές αλλαγές (βαθμοί δόνησης ελευθερίας) μπορούν επίσης να συμβούν εάν το ενεργοποιημένο σύμπλεγμα είναι κάπως πιο πυκνό από τα αντιδρώντα. Η εντροπία ενεργοποίησης μιας τέτοιας μετάβασης είναι θετική. Η εντροπία της ενεργοποίησης εξαρτάται από πολλούς παράγοντες. Όταν, σε μια διμοριακή αντίδραση, δύο αρχικά σωματίδια ενώνονται για να σχηματίσουν μια μεταβατική κατάσταση, η μεταφορική και περιστροφική εντροπία των δύο σωματιδίων μειώνεται σε τιμές που αντιστοιχούν σε ένα μόνο σωματίδιο. μια ελαφρά αύξηση της δονητικής εντροπίας δεν είναι αρκετή για να αντισταθμίσει αυτό το φαινόμενο. Οι εντροπίες ενεργοποίησης, στην πραγματικότητα, ποικίλλουν περισσότερο με τη δομή παρά τις ενθαλπίες. Οι εντροπίες ενεργοποίησης συμφωνούν στις περισσότερες περιπτώσεις με τον κανόνα Price και Hammett. Αυτή η σειρά έχει επίσης την ιδιαίτερη σημασία ότι η αύξηση και η εντροπία του σιλάπα μπορεί πιθανώς να υπολογιστεί με ακρίβεια από τις γνωστές απόλυτες εντροπίες των αντίστοιχων υδρογονανθράκων. Η εξάρτηση του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης από τη θερμοκρασία καθορίζεται από τον κανόνα van't Hoff. Ο Ολλανδός χημικός van't Hoff Jacob Hendrik, ο ιδρυτής της στερεοχημείας, το 1901 έγινε ο πρώτος νικητής του βραβείου Νόμπελ στη χημεία. Του απονεμήθηκε για την ανακάλυψη των νόμων της χημικής δυναμικής και της οσμωτικής πίεσης. Ο Van't Hoff εισήγαγε ιδέες για τη χωρική δομή των χημικών ουσιών. Ήταν βέβαιος ότι η πρόοδος στη θεμελιώδη και εφαρμοσμένη έρευνα στη χημεία θα μπορούσε να επιτευχθεί με την εφαρμογή φυσικών και μαθηματικών μεθόδων. Έχοντας αναπτύξει το δόγμα του ρυθμού των αντιδράσεων, δημιούργησε τη χημική κινητική. Έτσι, η κινητική των χημικών αντιδράσεων είναι η μελέτη του ρυθμού ροής, σχετικά με το είδος της χημικής αλληλεπίδρασης που συμβαίνει κατά τη διάρκεια των αντιδράσεων και σχετικά με την εξάρτηση των αντιδράσεων από διάφορους παράγοντες. Οι διαφορετικές αντιδράσεις έχουν διαφορετικές ταχύτητες. Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασηςεξαρτάται άμεσα από τη φύση των χημικών ουσιών που εμπλέκονται στην αντίδραση. Ορισμένες ουσίες, όπως το NaOH και το HCl, μπορούν να αντιδράσουν σε κλάσματα του δευτερολέπτου. Και κάποιες χημικές αντιδράσεις διαρκούν χρόνια. Ένα παράδειγμα τέτοιας αντίδρασης είναι η σκουριά του σιδήρου. Ο ρυθμός μιας αντίδρασης εξαρτάται επίσης από τη συγκέντρωση των αντιδρώντων. Όσο μεγαλύτερη είναι η συγκέντρωση των αντιδρώντων, τόσο μεγαλύτερη είναι η ταχύτητα της αντίδρασης. Καθώς η αντίδραση προχωρά, η συγκέντρωση των αντιδρώντων μειώνεται και επομένως ο ρυθμός της αντίδρασης επιβραδύνεται επίσης. Δηλαδή, την αρχική στιγμή, η ταχύτητα είναι πάντα μεγαλύτερη από οποιαδήποτε επόμενη στιγμή. V \u003d (C τέλος - C έναρξη) / (t τέλος - t αρχή) Οι συγκεντρώσεις των αντιδραστηρίων προσδιορίζονται σε τακτά χρονικά διαστήματα. Ένας σημαντικός παράγοντας από τον οποίο εξαρτάται ο ρυθμός των αντιδράσεων είναι η θερμοκρασία. Όλα τα μόρια συγκρούονται με άλλα. Ο αριθμός των συγκρούσεων ανά δευτερόλεπτο είναι πολύ υψηλός. Όμως, παρόλα αυτά, οι χημικές αντιδράσεις δεν προχωρούν με μεγάλη ταχύτητα. Αυτό συμβαίνει επειδή κατά τη διάρκεια της αντίδρασης, τα μόρια πρέπει να συγκεντρωθούν σε ένα ενεργοποιημένο σύμπλοκο. Και μόνο ενεργά μόρια μπορούν να το σχηματίσουν, η κινητική ενέργεια των οποίων είναι επαρκής για αυτό. Με μικρό αριθμό ενεργών μορίων, η αντίδραση προχωρά αργά. Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, ο αριθμός των ενεργών μορίων αυξάνεται. Επομένως, ο ρυθμός αντίδρασης θα είναι υψηλότερος. Ο Van't Hoff πίστευε ότι ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης είναι μια τακτική αλλαγή στη συγκέντρωση των αντιδρώντων ανά μονάδα χρόνου. Αλλά δεν είναι πάντα ομοιόμορφο. Ο κανόνας του Van't Hoff το λέει αυτό για κάθε 10° αύξηση της θερμοκρασίας, ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης αυξάνεται κατά 2-4 φορές
. Μαθηματικά, ο κανόνας του Van't Hoff μοιάζει με αυτό: Οπου V 2 t2, ΕΝΑ V 1
είναι ο ρυθμός αντίδρασης σε θερμοκρασία t 1 ; ɣ
είναι ο συντελεστής θερμοκρασίας του ρυθμού αντίδρασης. Αυτός ο συντελεστής είναι ο λόγος των σταθερών ρυθμού στη θερμοκρασία t+10Και t. Οπότε αν ɣ
\u003d 3, και στους 0 ° C η αντίδραση διαρκεί 10 λεπτά, στη συνέχεια στους 100 ° C θα διαρκέσει μόνο 0,01 sec. Μια απότομη αύξηση του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης εξηγείται από την αύξηση του αριθμού των ενεργών μορίων με την αύξηση της θερμοκρασίας. Ο κανόνας του Van't Hoff ισχύει μόνο στο εύρος θερμοκρασίας 10-400 o C. Μην τηρείτε τον κανόνα Van't Hoff και τις αντιδράσεις στις οποίες συμμετέχουν μεγάλα μόρια. Η σταθερά του ρυθμού αντίδρασης είναι συνάρτηση της θερμοκρασίας. μια αύξηση της θερμοκρασίας γενικά αυξάνει τη σταθερά του ρυθμού. Η πρώτη προσπάθεια να ληφθεί υπόψη η επίδραση της θερμοκρασίας έγινε από τον van't Hoff, ο οποίος διατύπωσε τον ακόλουθο εμπειρικό κανόνα: Με αύξηση της θερμοκρασίας για κάθε 10 μοίρες, η σταθερά ταχύτητας μιας στοιχειώδους χημικής αντίδρασης αυξάνεται κατά 2-4 φορές. Η τιμή που δείχνει πόσες φορές αυξάνεται η σταθερά του ρυθμού με αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 βαθμούς είναι σταθερός συντελεστής θερμοκρασίας της ταχύτητας αντίδρασηςγ. Μαθηματικά, ο κανόνας van't Hoff μπορεί να γραφτεί ως εξής: Ωστόσο, ο κανόνας van't Hoff ισχύει μόνο σε ένα στενό εύρος θερμοκρασίας, καθώς ο συντελεστής θερμοκρασίας του ρυθμού αντίδρασης γ είναι ο ίδιος συνάρτηση της θερμοκρασίας. σε πολύ υψηλές και πολύ χαμηλές θερμοκρασίες, το γ γίνεται ίσο με μονάδα (δηλαδή, ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης παύει να εξαρτάται από τη θερμοκρασία). Εξίσωση Arrhenius Προφανώς, η αλληλεπίδραση των σωματιδίων πραγματοποιείται κατά τη διάρκεια των συγκρούσεων τους. Ωστόσο, ο αριθμός των συγκρούσεων των μορίων είναι πολύ μεγάλος, και αν κάθε σύγκρουση οδηγούσε σε μια χημική αλληλεπίδραση σωματιδίων, όλες οι αντιδράσεις θα προχωρούσαν σχεδόν αμέσως. Ο Arrhenius υπέθεσε ότι οι συγκρούσεις μορίων θα ήταν αποτελεσματικές (δηλαδή, θα οδηγούσαν σε αντίδραση) μόνο εάν τα συγκρουόμενα μόρια είχαν ένα ορισμένο ποσό ενέργειας, την ενέργεια ενεργοποίησης. Η ενέργεια ενεργοποίησης είναι η ελάχιστη ενέργεια που πρέπει να έχουν τα μόρια προκειμένου η σύγκρουσή τους να οδηγήσει σε χημική αλληλεπίδραση. Εξετάστε το μονοπάτι κάποιας στοιχειώδους αντίδρασης Α + Β ––> Γ Δεδομένου ότι η χημική αλληλεπίδραση των σωματιδίων σχετίζεται με το σπάσιμο παλαιών χημικών δεσμών και το σχηματισμό νέων, πιστεύεται ότι οποιαδήποτε στοιχειώδης αντίδραση διέρχεται από το σχηματισμό κάποιας ασταθούς ενδιάμεσης ένωσης, που ονομάζεται ενεργοποιημένο σύμπλοκο: A ––> K # ––> B Ο σχηματισμός ενός ενεργοποιημένου συμπλέγματος απαιτεί πάντα τη δαπάνη μιας ορισμένης ποσότητας ενέργειας, η οποία προκαλείται, πρώτον, από την απώθηση κελυφών ηλεκτρονίων και ατομικών πυρήνων όταν τα σωματίδια πλησιάζουν το ένα το άλλο και, δεύτερον, από την ανάγκη κατασκευής ενός συγκεκριμένου χωρικού διαμόρφωση των ατόμων στο ενεργοποιημένο σύμπλοκο και ανακατανομή της πυκνότητας ηλεκτρονίων. Έτσι, στο δρόμο από την αρχική κατάσταση στην τελική κατάσταση, το σύστημα πρέπει να ξεπεράσει ένα είδος ενεργειακού φραγμού. Η ενέργεια ενεργοποίησης της αντίδρασης είναι περίπου ίση με την περίσσεια της μέσης ενέργειας του ενεργοποιημένου συμπλόκου σε σχέση με το μέσο επίπεδο ενέργειας των αντιδρώντων. Προφανώς, εάν η άμεση αντίδραση είναι εξώθερμη, τότε η ενέργεια ενεργοποίησης της αντίστροφης αντίδρασης Ε "Α είναι μεγαλύτερη από την ενέργεια ενεργοποίησης της άμεσης αντίδρασης Ε Α. Οι ενέργειες ενεργοποίησης της άμεσης και της αντίστροφης αντίδρασης σχετίζονται μεταξύ τους μέσω μιας αλλαγής σε εσωτερική ενέργεια κατά τη διάρκεια της αντίδρασης Τα παραπάνω μπορούν να απεικονιστούν χρησιμοποιώντας τα διαγράμματα χημικής αντίδρασης ενέργειας (Εικ. 2.5). Ρύζι. 2.5.Ενεργειακό διάγραμμα χημικής αντίδρασης. E ref είναι η μέση ενέργεια των σωματιδίων των αρχικών ουσιών, E prod είναι η μέση ενέργεια των σωματιδίων των προϊόντων αντίδρασης. Δεδομένου ότι η θερμοκρασία είναι ένα μέτρο της μέσης κινητικής ενέργειας των σωματιδίων, μια αύξηση της θερμοκρασίας οδηγεί σε αύξηση της αναλογίας των σωματιδίων των οποίων η ενέργεια είναι ίση ή μεγαλύτερη από την ενέργεια ενεργοποίησης, η οποία οδηγεί σε αύξηση της σταθεράς του ρυθμού αντίδρασης (Εικ. . 2.6): Ρύζι. 2.6.Κατανομή ενέργειας των σωματιδίων. Εδώ nE/N είναι το κλάσμα των σωματιδίων με ενέργεια E. E i - μέση ενέργεια σωματιδίων σε θερμοκρασία T i (T 1< T 2 < T 3). Ας εξετάσουμε τη θερμοδυναμική παραγωγή της έκφρασης που περιγράφει την εξάρτηση της σταθεράς του ρυθμού αντίδρασης από τη θερμοκρασία και την τιμή της ενέργειας ενεργοποίησης - η εξίσωση Arrhenius. Σύμφωνα με την εξίσωση ισοβαρών van't Hoff, Δεδομένου ότι η σταθερά ισορροπίας είναι η αναλογία των σταθερών ρυθμού της μπροστινής και της αντίστροφης αντίδρασης, η έκφραση (II.31) μπορεί να ξαναγραφτεί ως εξής: Αντιπροσωπεύοντας την αλλαγή στην ενθαλπία της αντίδρασης ΔHº ως τη διαφορά μεταξύ δύο τιμών E 1 και E 2, λαμβάνουμε: Εδώ το C είναι κάποια σταθερά. Υποθέτοντας ότι C = 0, λαμβάνουμε την εξίσωση Arrhenius, όπου E A είναι η ενέργεια ενεργοποίησης: Μετά από αόριστη ολοκλήρωση της έκφρασης (II.35), παίρνουμε την εξίσωση Arrhenius σε ακέραια μορφή: Ρύζι. 2.7.Εξάρτηση του λογάριθμου της σταθεράς ταχύτητας μιας χημικής αντίδρασης από την αντίστροφη θερμοκρασία. Εδώ το Α είναι η σταθερά της ολοκλήρωσης. Από την εξίσωση (II.37) είναι εύκολο να φανεί η φυσική σημασία του προεκθετικού παράγοντα Α, ο οποίος ισούται με τη σταθερά ταχύτητας της αντίδρασης σε μια θερμοκρασία που τείνει στο άπειρο. Όπως φαίνεται από την έκφραση (II.36), ο λογάριθμος της σταθεράς ταχύτητας εξαρτάται γραμμικά από την αντίστροφη θερμοκρασία (Εικ. 2.7). η τιμή της ενέργειας ενεργοποίησης Ε Α και ο λογάριθμος του προεκθετικού παράγοντα Α μπορούν να προσδιοριστούν γραφικά (η εφαπτομένη της κλίσης της ευθείας στον άξονα της τετμημένης και το τμήμα που αποκόπτεται από την ευθεία στον άξονα y) . Γνωρίζοντας την ενέργεια ενεργοποίησης της αντίδρασης και τη σταθερά του ρυθμού σε οποιαδήποτε θερμοκρασία T 1, χρησιμοποιώντας την εξίσωση Arrhenius, μπορείτε να υπολογίσετε την τιμή της σταθεράς ταχύτητας σε οποιαδήποτε θερμοκρασία T 2:k = koe-E/RT
Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης
Ο κανόνας του Van't Hoff
(II.30)
(II.32)
(II.33)
(II.34)
(II.36)
(II.37)
(II.39)
