Reaktsioonikiiruse konstant on temperatuuri funktsioon; temperatuuri tõus üldiselt suurendab kiiruskonstanti. Esimese katse temperatuuri mõju arvesse võtta tegi van't Hoff, kes sõnastas järgmise rusikareegli:
Temperatuuri tõusuga iga 10 kraadi võrra suureneb elementaarse keemilise reaktsiooni kiiruskonstant 2–4 korda.
Väärtus, mis näitab, mitu korda suureneb kiiruskonstant, kui temperatuur tõuseb 10 kraadi võrra reaktsioonikiiruse konstantse temperatuuritegurγ. Matemaatiliselt saab van't Hoffi reegli kirjutada järgmiselt:
(II.30)
Kuid van't Hoffi reegel on rakendatav ainult kitsas temperatuurivahemikus, kuna reaktsioonikiiruse γ temperatuurikoefitsient on ise temperatuuri funktsioon; väga kõrgel ja väga madalal temperatuuril γ võrdub ühtsusega (st keemilise reaktsiooni kiirus lakkab sõltumast temperatuurist).
Arrheniuse võrrand
Ilmselt toimub osakeste vastastikmõju nende kokkupõrgete ajal; molekulide kokkupõrgete arv on aga väga suur ja kui iga kokkupõrge viiks osakeste keemilise vastasmõjuni, kulgeksid kõik reaktsioonid peaaegu silmapilkselt. Arrhenius oletas, et molekulide kokkupõrked oleksid tõhusad (st viiksid reaktsioonini) ainult siis, kui põrkuvatel molekulidel oleks mingi energiavaru – aktiveerimisenergia.
Aktiveerimisenergia on minimaalne energia, mis molekulidel peab olema selleks, et nende kokkupõrge tooks kaasa keemilise vastasmõju.
Mõelge mõne elementaarse reaktsiooni teele
A + B ––> C
Kuna osakeste keemiline interaktsioon on seotud vanade keemiliste sidemete katkemise ja uute moodustumisega, siis arvatakse, et iga elementaarne reaktsioon läbib mingi ebastabiilse vaheühendi, mida nimetatakse aktiveeritud kompleksiks, moodustumisega:
A ––> K # ––> B
Aktiveeritud kompleksi moodustumine nõuab alati teatud energiahulga kulutamist, mille põhjustab esiteks elektronkestade ja aatomituumade tõrjumine osakeste üksteisele lähenemisel ning teiseks vajadus teatud ruumilise ülesehitamise tõttu. aatomite konfiguratsioon aktiveeritud kompleksis ja elektrontiheduse ümberjaotamine. Seega teel algolekust lõppseisundisse peab süsteem ületama omamoodi energiabarjääri. Reaktsiooni aktiveerimise energia on ligikaudu võrdne aktiveeritud kompleksi keskmise energia ülemääraga reagentide keskmisest energiatasemest. Ilmselgelt, kui otsereaktsioon on eksotermiline, siis pöördreaktsiooni E "A aktiveerimisenergia on suurem kui otsereaktsiooni E A aktiveerimisenergia. Otsese ja pöördreaktsiooni aktiveerimisenergiad on üksteisega seotud muutuse kaudu siseenergias reaktsiooni ajal.. Ülaltoodut saab illustreerida energiakeemiliste reaktsioonide diagrammide abil (joonis 2.5).
Riis. 2.5. Keemilise reaktsiooni energiadiagramm. E ref on lähteainete osakeste keskmine energia, E prod on reaktsioonisaaduste osakeste keskmine energia.
Kuna temperatuur on osakeste keskmise kineetilise energia mõõt, põhjustab temperatuuri tõus nende osakeste osakaalu suurenemise, mille energia on võrdne aktiveerimisenergiaga või sellest suurem, mis viib reaktsioonikiiruse konstandi suurenemiseni (joonis 1). . 2.6):
Riis. 2.6. Osakeste energiajaotus. Siin on nE/N osakeste osa energiaga E; E i - osakeste keskmine energia temperatuuril T i (T 1< T 2 < T 3).
Vaatleme reaktsioonikiiruse konstandi sõltuvust temperatuurist ja aktivatsioonienergia väärtusest kirjeldava avaldise termodünaamilist tuletust - Arrheniuse võrrandit. Vastavalt van't Hoffi isobaari võrrandile,
Kuna tasakaalukonstant on päri- ja pöördreaktsiooni kiiruskonstantide suhe, saab avaldise (II.31) ümber kirjutada järgmiselt:
(II.32)
Esitades reaktsiooni entalpia muutust ΔHº kahe väärtuse E 1 ja E 2 erinevusena, saame:
(II.33)
(II.34)
Siin on C mingi konstant. Postuleerides, et C = 0, saame Arrheniuse võrrandi, kus E A on aktiveerimisenergia:
Pärast avaldise määramatut integreerimist (II.35) saame Arrheniuse võrrandi integraalkujul:
(II.36)
(II.37)
Riis. 2.7. Keemilise reaktsiooni kiiruskonstandi logaritmi sõltuvus pöördtemperatuurist.
Siin on A integratsiooni konstant. Võrrandist (II.37) on lihtne näidata preeksponentsiaalse teguri A füüsikalist tähendust, mis võrdub reaktsiooni kiiruskonstandiga lõpmatuseni kalduval temperatuuril. Nagu avaldisest (II.36) näha, sõltub kiiruskonstandi logaritm lineaarselt pöördtemperatuurist (joonis 2.7); aktiveerimisenergia E A väärtust ja eeleksponentsiaalse teguri A logaritmi saab määrata graafiliselt (sirge kalde abstsissteljele ja y-teljel sirgjoonega ära lõigatud lõigu puutuja) .
Teades reaktsiooni aktiveerimisenergiat ja kiiruskonstanti mis tahes temperatuuril T 1, saate Arrheniuse võrrandi abil arvutada kiiruskonstandi väärtuse mis tahes temperatuuril T 2:
(II.39)
Reaktsioonikiiruse sõltuvus temperatuurist määratakse ligikaudselt van't Hoffi rusikareegliga: iga 10 kraadise temperatuurimuutuse korral muutub enamiku reaktsioonide kiirus 2-4 korda.
Matemaatiliselt väljendatakse Van't Hoffi reeglit järgmiselt:
kus v(T2) ja v(T1) on vastavalt reaktsioonikiirused temperatuuridel T2 ja T1 (T2> T1);
γ on reaktsioonikiiruse temperatuuritegur.
Endotermilise reaktsiooni γ väärtus on suurem kui eksotermilise reaktsiooni korral. Paljude reaktsioonide puhul on γ vahemikus 2-4.
Väärtuse γ füüsikaline tähendus seisneb selles, et see näitab, mitu korda muutub reaktsioonikiirus temperatuuri muutumisel iga 10 kraadi kohta.
Kuna keemilise reaktsiooni reaktsioonikiirus ja kiiruskonstant on otseselt võrdelised, kirjutatakse avaldis (3.6) sageli järgmisel kujul:
(3.7)
kus k(T2), k(T1) on vastavalt reaktsiooni kiiruskonstandid
temperatuuridel T2 ja T1;
γ on reaktsioonikiiruse temperatuuritegur.
Näide 8 Mitme kraadi võrra tuleks temperatuuri tõsta, et reaktsioonikiirus suureneks 27 korda? Reaktsiooni temperatuuritegur on 3.
Lahendus. Kasutame avaldist (3.6):
Saame: 27 = , = 3, DT = 30.
Vastus: 30 kraadi.
Reaktsiooni kiirus ja kuluv aeg on pöördvõrdelises seoses: mida suurem v, seda
vähem kui t. Matemaatiliselt väljendab seda seos
Näide 9 Temperatuuril 293 K kulgeb reaktsioon 2 minutiga. Kui kaua see reaktsioon kestab temperatuuril 273 K, kui γ = 2.
Lahendus. Võrrand (3.8) tähendab:
.
Kasutame võrrandit (3.6), kuna 
Saame:
min.
Vastus: 8 min.
Van't Hoffi reegel on rakendatav piiratud arvu keemiliste reaktsioonide puhul. Temperatuuri mõju protsesside kiirusele määratakse sageli Arrheniuse võrrandiga.
Arrheniuse võrrand . Rootsi teadlane S. Arreius tuletas 1889. aastal katsete põhjal võrrandi, mis on saanud tema nime.
kus k on reaktsioonikiiruse konstant;
k0 - preeksponentsiaalne tegur;
e on naturaallogaritmi alus;
Ea on konstant, mida nimetatakse aktiveerimisenergiaks, mis on määratud reagentide olemusega:
R on universaalne gaasikonstant, võrdne 8,314 J/mol×K.
Keemiliste reaktsioonide Ea väärtused on vahemikus 4-400 kJ/mol.
Paljusid reaktsioone iseloomustab teatud energiabarjäär. Selle ületamiseks on vaja aktiveerimisenergiat - mingit üleliigset energiat (võrreldes molekulide kahjuliku energiaga antud temperatuuril), mis molekulidel peab olema, et nende kokkupõrge oleks efektiivne, st tooks kaasa uue aine moodustumise. . Temperatuuri tõustes suureneb aktiivsete molekulide arv kiiresti, mis toob kaasa reaktsioonikiiruse järsu tõusu.
Üldjuhul, kui reaktsiooni temperatuur muutub T1-st T2-le, saab võrrand (3.9) pärast logaritmi võtmist järgmiselt:
. (3.10)
See võrrand võimaldab teil arvutada reaktsiooni aktiveerimisenergia, kui temperatuur muutub T1-lt T2-le.
Katalüsaatori juuresolekul keemiliste reaktsioonide kiirus suureneb. Katalüsaatori toime seisneb selles, et see moodustab reagentidega ebastabiilseid vaheühendeid (aktiveeritud komplekse), mille lagunemisel tekivad reaktsioonisaadused. Samal ajal aktivatsioonienergia väheneb ja aktiveeruvad molekulid, mille energiast ei piisanud reaktsiooni läbiviimiseks katalüsaatori puudumisel. Selle tulemusena suureneb aktiivsete £ molekulide koguarv ja reaktsioonikiirus suureneb.
Reaktsioonikiiruse muutust katalüsaatori juuresolekul väljendatakse järgmise võrrandiga:
, (3.11)
kus vcat ja Ea(cat) - keemilise reaktsiooni kiirus ja aktivatsioonienergia katalüsaatori juuresolekul;
v ja Ea on katalüsaatorita keemilise reaktsiooni kiirus ja aktivatsioonienergia.
Näide 10. Teatud reaktsiooni aktiveerimisenergia katalüsaatori puudumisel on 75,24 kJ/mol, katalüsaatoriga - 50,14 kJ/mol. Mitu korda suureneb reaktsiooni kiirus katalüsaatori juuresolekul, kui reaktsioon kulgeb temperatuuril 298 K? Lahendus. Kasutame võrrandit (3.11). Andmete asendamine võrrandis
suuna 6070104 "Mere- ja jõetransport" õpilastele
erialad
"Laeva elektriseadmete ja automaatika käitamine",
suund 6.050702 "Elektromehaanika" eriala
"Sõidukite elektrisüsteemid ja kompleksid",
"Elektromehaanilised automatiseerimissüsteemid ja elektriajam"
täis- ja osakoormusega õpe
Tiraaž ______ eksemplari Avaldamiseks allkirjastatud _____________.
Tellimus nr _______. Köide 1.08 lk.
Kirjastus "Kerchi Riiklik Meretehnoloogia Ülikool"
98309 Kertš, Ordzhonikidze, 82.
Van't Hoffi reegel. Arrheniuse võrrand.
Vastavalt Van't Hoffi empiirilisele reeglile, mis koostati umbes 1880. aastal, suureneb enamiku reaktsioonide kiirus 10 kraadise temperatuuri tõusuga 2–4 korda, kui reaktsioon viiakse läbi toatemperatuurile lähedasel temperatuuril. Näiteks gaasilise lämmastikoksiidi (V) poolestusaeg 35°C juures on umbes 85 minutit, 45°C juures umbes 22 minutit. ja temperatuuril 55 °C - umbes 8 min.
Teame juba, et igal konstantsel temperatuuril kirjeldatakse reaktsiooni kiirust empiirilise kineetilise võrrandiga, mis enamikul juhtudel (välja arvatud väga keerulise mehhanismiga reaktsioon) esindab kiiruskonstandi ja reagentide kontsentratsiooni korrutist võimsustes, mis on võrdsed. reaktsiooni järjekorda. Reaktiivide kontsentratsioonid praktiliselt ei sõltu temperatuurist, tellimused, nagu kogemus näitab, teevad sama. Järelikult on kiiruskonstandid vastutavad reaktsiooni kiiruse järsu sõltuvuse temperatuurist. Kiiruskonstandi sõltuvust temperatuurist iseloomustab tavaliselt reaktsioonikiiruse temperatuuri koefitsient, mis on kiiruskonstantide suhe temperatuuridel, mis erinevad 10 kraadi võrra
ja mis vastavalt van't Hoffi reeglile on ligikaudu 2-4.
Proovime selgitada reaktsioonikiiruste temperatuurikoefitsientide täheldatud kõrgeid väärtusi gaasifaasis homogeense reaktsiooni näitel gaaside molekulaarkineetilise teooria seisukohast. Selleks, et interakteeruvate gaaside molekulid saaksid üksteisega reageerida, on vajalik nende kokkupõrge, mille käigus mõned sidemed katkevad, teised aga moodustuvad, mille tulemusena tekib uus molekul - reaktsioonisaaduse molekul. Järelikult sõltub reaktsiooni kiirus reaktiivmolekulide kokkupõrgete arvust ja kokkupõrgete arv sõltub eelkõige molekulide kaootilise soojusliikumise kiirusest. Molekulide kiirus ja vastavalt ka kokkupõrgete arv suureneb koos temperatuuriga. Kuid ainult molekulide kiiruse suurenemine ei seleta reaktsioonide kiiruse nii kiiret suurenemist temperatuuriga. Tõepoolest, gaaside molekulaarkineetilise teooria kohaselt on molekulide keskmine kiirus võrdeline absoluutse temperatuuri ruutjuurega, st süsteemi temperatuuri tõusuga 10 kraadi võrra, näiteks 300-lt 310 K-le, on molekulide keskmine kiirus suureneb ainult 310/300 = 1,02 korda - palju vähem kui van't Hoffi reegel nõuab.
Seega ei saa reaktsiooni kiiruskonstantide sõltuvust temperatuurist seletada ainult kokkupõrgete arvu suurenemisega. Ilmselgelt on siin tööl veel üks oluline tegur. Selle paljastamiseks pöördume üksikasjalikuma analüüsi juurde suure hulga osakeste käitumise kohta erinevatel temperatuuridel. Siiani on räägitud molekulide soojusliikumise keskmisest kiirusest ja selle muutumisest temperatuuriga, kuid kui osakeste arv süsteemis on suur, siis statistika seaduste järgi võib üksikutel osakestel olla kiirus ja vastavalt sellele kineetiline energia, mis erineb suuremal või vähemal määral antud temperatuuri keskmisest väärtusest. See olukord on näidatud joonisel fig. (3.2), mis
näitab, kuidas osad jaotatakse -
3.2. Osakeste jaotus kineetilise energia järgi erinevatel temperatuuridel:
2-T 2; 3-T3; Ti ts kineetilises energias teatud temperatuuril. Vaatleme näiteks kõverat 1, mis vastab temperatuurile Ti. Osakeste koguarv süsteemis (tähistame seda N 0-ga) on võrdne kõveraaluse pindalaga. Maksimaalsel osakeste arvul, mis on võrdne Ni-ga, on antud temperatuuril kõige tõenäolisem kineetiline energia E 1. Osakesed, mille arv on võrdne vertikaalist E 1 paremal oleva kõvera aluse pindalaga, on suurema energiaga ja vertikaalist vasakul olev ala vastab osakestele, mille energia on väiksem kui E Mida rohkem erineb kineetiline energia keskmisest, seda vähem on seda osakestel. Valime näiteks mõne energia E a, mis on suurem kui E 1 ). Temperatuuril Ti on osakeste arv, mille energia ületab väärtust E a, vaid väike osa osakeste koguarvust – see on mustaks muutunud ala kõvera 1 all vertikaalsest E a paremal pool. Kuid kõrgemal temperatuuril T 2 on enamatel osakestel juba energia, mis ületab E a (kõver 2) ja temperatuuri edasisel tõusul T 3 -ni (kõver 3) osutub energia E a keskmise lähedaseks. , ja sellises kineetilise energia reservis on juba umbes pool kõigist molekulidest. Reaktsiooni kiirust ei määra mitte molekulide kokkupõrgete arv ajaühikus, vaid selle osa, milles osalevad molekulid, mille kineetiline energia ületab teatud piiri E a, mida nimetatakse reaktsiooni aktiveerimisenergiaks. . See muutub üsna arusaadavaks, kui meenutame, et elementaarse reaktsiooni edukaks kulgemiseks on vaja, et kokkupõrge lõhkuks vanad sidemed ja looks tingimused uute tekkeks. Loomulikult nõuab see energiakulu – on vajalik, et põrkuvatel osakestel oleks selle piisav varu. Rootsi teadlane S. Arrhenius leidis, et enamiku reaktsioonide kiiruse tõus temperatuuri tõusuga toimub mittelineaarselt (erinevalt van't Hoffi reeglist). Arrhenius leidis, et enamikul juhtudel järgib reaktsiooni kiiruse konstant võrrandit LgK=lgA – , (3,14) mis sai nimeks Arrheniuse võrrandid. Еа - aktiveerimisenergia (vt allpool) R – gaasi molaarne konstant, võrdne 8,314 J/molK, T - absoluutne temperatuur A on konstant või väga vähe sõltuv temperatuuri väärtusest. Seda nimetatakse sagedusteguriks, kuna see on seotud molekulide kokkupõrgete sagedusega ja tõenäosusega, et kokkupõrge toimub molekulide reaktsiooni jaoks soodsas orientatsioonis. Nagu on näha punktist (3.14), aktivatsioonienergia E suurenedes kiiruskonstant TO
väheneb. Seetõttu reaktsiooni kiirus väheneb selle energiabarjääri suurenedes (vt allpool). Pileti number 2 1) ANORGAANILISTE ÜHENDITE PÕHIKLASSID: Alused, oksiidid, happed, soolad. 2) Be - berüllium. Keemilised omadused: berüllium on toatemperatuuril suhteliselt vähereaktiivne. Kompaktsel kujul ei reageeri vee ja veeauruga isegi punasel kuumusel ega oksüdeeru õhuga kuni 600 °C. Süttimisel põleb berülliumipulber ereda leegiga, tekitades oksiidi ja nitriidi. Halogeenid reageerivad berülliumiga temperatuuril üle 600 °C, samas kui kalkogeenid nõuavad veelgi kõrgemat temperatuuri. Füüsikalised omadused: Berüllium on suhteliselt kõva, kuid rabe hõbevalge metall. Sellel on kõrge elastsusmoodul - 300 GPa (teraste puhul - 200-210 GPa). Õhus on see aktiivselt kaetud vastupidava oksiidkilega. Magneesium (Mg). Füüsikalised omadused: Magneesium on hõbevalge kuusnurkse võrega metall, ruumirühm P 63 / mmc, võre parameetrid a = 0,32029 nm, c = 0,52000 nm, Z = 2. Normaalsetes tingimustes on magneesiumi pind kaetud tugeva kaitsekilega magneesiumoksiidist MgO , mis hävib õhu käes kuumutamisel temperatuurini umbes 600 °C, mille järel metall põleb pimestavalt valge leegiga, moodustades magneesiumoksiid ja nitriid Mg3N2. Keemilised omadused: Magneesiumipulbri segu kaaliumpermanganaadiga KMnO4 - plahvatusohtlik Kuum magneesium reageerib veega: Mg (lagunemine) + H2O = MgO + H2; Leelised ei mõjuta magneesiumi, see lahustub kergesti hapetes koos vesiniku vabanemisega: Mg + 2HCl = MgCl2 + H2; Õhus kuumutamisel põleb magneesium oksiidiks; koos lämmastikuga võib tekkida ka väike kogus nitriidi: 2Mg + O2 = 2MgO; 3Mg + N2 = Mg3N2 Pileti number 3. Lahustuvus- aine võime moodustada teiste ainetega homogeenseid süsteeme - lahuseid, milles aine on üksikute aatomite, ioonide, molekulide või osakeste kujul. küllastunud lahus- lahus, milles lahustunud aine on saavutanud oma maksimaalse kontsentratsiooni antud tingimustes ja ei lahustu enam. Antud aine sade on tasakaalus lahuses oleva ainega. küllastumata lahus- lahus, milles lahustunud aine kontsentratsioon on väiksem kui küllastunud lahuses ja milles võib teatud tingimustel lahustuda veidi rohkem. Üleküllastunud lahused- lahused, mida iseloomustab asjaolu, et lahustunud aine sisaldus neis on suurem kui selle normaalne lahustuvus antud tingimustes. Henry seadus– seadus, mille kohaselt konstantsel temperatuuril on gaasi lahustuvus antud vedelikus otseselt võrdeline selle gaasi rõhuga lahuse kohal. Seadus sobib ainult ideaalsete lahenduste ja madalate rõhkude jaoks. Henry seadus kirjutatakse tavaliselt järgmiselt: kus p on gaasi osarõhk lahuse kohal, c on gaasi kontsentratsioon lahuses mooli osades, k on Henry koefitsient. Ekstraheerimine(hilise ladinakeelsest ekstraheerimisest - ekstraheerimine), ekstraheerimine, vedelate või tahkete ainete segu eraldamise protsess, kasutades selektiivseid (selektiivseid) lahusteid (ekstraktante). Pileti number 4. 1)Massiosa on lahustunud aine massi ja lahuse kogumassi suhe. Binaarse lahenduse jaoks ω(x) = m(x) / (m(x) + m(s)) = m(x) / m kus ω(x) - lahustunud aine X massiosa m(x) - lahustunud aine mass X, g; m(s) on lahusti S mass, g; m \u003d m (x) + m (s) - lahuse mass, g. 2)Alumiiniumist- D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi kolmanda perioodi kolmanda rühma peamise alarühma element aatomnumbriga 13. Looduses leidmine: Looduslik alumiinium koosneb peaaegu täielikult ühest stabiilsest isotoobist 27Al, milles on jälgi 26Al-st, radioaktiivsest isotoobist, mille poolestusaeg on 720 000 aastat ja mis tekkis atmosfääris argooni tuumade pommitamisel kosmiliste kiirte prootonitega. Kviitung: See seisneb alumiiniumoksiidi Al2O3 lahustamises Na3AlF6 krüoliidi sulatis, millele järgneb elektrolüüs, kasutades tarbitavat koksiahju või grafiitelektroode. See hankimisviis nõuab suures koguses elektrit ja seetõttu oli nõudlus alles 20. sajandil. Aluminotermia- meetod metallide, mittemetallide (samuti sulamite) saamiseks nende oksiidide redutseerimisel metallilise alumiiniumiga. Pileti number 5. MITTEELEKTROLÜÜDIDE LAHUSED, binaarne või mitmekomponentne muul. süsteemid, mille koostis võib pidevalt muutuda (vähemalt teatud piirides). Erinevalt elektrolüütide lahustest ei ole mitteelektrolüütide lahustes (mollahustes) märgatava kontsentratsiooniga laetud osakesi. mitteelektrolüütide lahused võivad olla tahked, vedelad ja gaasilised. Raoult' esimene seadus Raoult' esimene seadus seob küllastusauru rõhu lahuse kohal selle koostisega; see on sõnastatud järgmiselt: Lahuse komponendi küllastunud auru osarõhk on otseselt võrdeline selle mooliosaga lahuses ja proportsionaalsuskoefitsient on võrdne puhta komponendi küllastunud auru rõhuga. Raoult' teine seadus Asjaolu, et lahuse aururõhk erineb puhta lahusti aururõhust, mõjutab oluliselt kristalliseerumis- ja keemisprotsesse. Raoult' esimesest seadusest tuletatakse lahuste külmumistemperatuuri languse ja keemistemperatuuri tõusmise kohta kaks tagajärge, mida nende kombineeritud kujul tuntakse teise Raoult' seadusena. Krüoskoopia(kreeka keelest kryos - külm ja skoop - pilk) - lahuse külmumistemperatuuri languse mõõtmine võrreldes puhta lahustiga. Van't Hoffi reegel – iga 10 kraadise temperatuuritõusu korral suureneb homogeense elementaarreaktsiooni kiiruskonstant kaks kuni neli korda Vee karedus- vee keemiliste ja füüsikaliste omaduste kogum, mis on seotud selles lahustunud leelismuldmetallide soolade, peamiselt kaltsiumi ja magneesiumi sisaldusega. Pileti number 6. ELEKTROLÜÜDIDE LAHUSED, sisaldavad märkimisväärses kontsentratsioonis ioonide-katioonide ja lahustunud aine molekulide elektrolüütilise dissotsiatsiooni tulemusena tekkinud anioone. Tugevad elektrolüüdid- keemilised ühendid, mille molekulid lahjendatud lahustes on peaaegu täielikult dissotsieerunud ioonideks. Nõrgad elektrolüüdid- keemilised ühendid, mille molekulid pole isegi väga lahjendatud lahustes täielikult dissotsieerunud ioonideks, mis on dünaamilises tasakaalus dissotsieerumata molekulidega. elektrolüütiline dissotsiatsioon- elektrolüüdi lagunemisprotsess ioonideks, kui see lahustatakse polaarses lahustis või sulab. Ostwaldi lahjendusseadus- suhe, mis väljendab binaarse nõrga elektrolüüdi lahjendatud lahuse ekvivalentse elektrijuhtivuse sõltuvust lahuse kontsentratsioonist: P-elemendid 4 rühma- süsinik, räni, germaanium, tina ja plii. Pileti number 7. 1) Elektrolüütiline dissotsiatsioon- see on aine lagunemine ioonideks polaarsete lahustimolekulide toimel. pH = -lg. puhverlahused- Need on hapete või leeliste lisamisel lahused, millele nende pH veidi muutub. Süsinikhappe vormid: 1) keskmised soolad (karbonaadid), 2) happelised (süsivesinikud). Karbonaadid ja süsivesinikud on termiliselt ebastabiilsed: CaCO3 \u003d CaO + CO2 ^, Ca (HCO3) 2 \u003d CaCO3v + CO2 ^ + H2O. Naatriumkarbonaat (sooda) on keemiatööstuse üks peamisi tooteid. Vesilahuses hüdrolüüsub see vastavalt reaktsioonile Na2CO3 > 2Na+ + CO3-2, CO3-2 + H + -OH- - HCO3- + OH-. Naatriumvesinikkarbonaati (söögisoodat) kasutatakse laialdaselt toiduainetööstuses. Hüdrolüüsi tõttu on lahusel ka aluseline keskkond. NaHCO3 > Na+ + HCO3-, HCO3- + H-OH - H2CO3 + OH-. Sooda ja joogisooda interakteeruvad hapetega 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. Pileti number 8. 1)_ioonivahetus lahendustes: Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 +H2O 2Na + CO3 + 2H + SO4 → 2Na + SO4 + CO2 + H2O CO3 + 2H → CO2 + H2O Gaasi eraldumisel: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl 2) Lämmastiku keemilised omadused. Ainult selliste aktiivsete metallidega nagu liitium, kaltsium, magneesium ja lämmastik interakteeruvad suhteliselt madala temperatuurini kuumutamisel. Lämmastik reageerib enamiku teiste elementidega kõrgel temperatuuril ja katalüsaatorite juuresolekul. Lämmastikuühendid hapnikuga N2O, NO, N2O3, NO2 ja N2O5 on hästi uuritud. Lämmastiku füüsikalised omadused. Lämmastik on õhust veidi kergem; tihedus 1,2506 kg/m3 (0°С juures ja 101325 n/m2 ehk 760 mm Hg), mp -209,86°С, tbp -195,8°С. Lämmastik vedeldub vaevaliselt: selle kriitiline temperatuur on üsna madal (-147,1°C) ja kriitiline rõhk kõrge, 3,39 MN/m2 (34,6 kgf/cm2); vedela lämmastiku tihedus on 808 kg/m3. Lämmastik lahustub vees vähem kui hapnik: temperatuuril 0 °C lahustub 1 m3 H2O-s 23,3 g lämmastikku. Lämmastik lahustub mõnes süsivesinikes paremini kui vesi. Pileti number 9. Hüdrolüüs (kreeka keelest hüdro – vesi, lüüs – lagunemine) tähendab aine lagunemist vee toimel. Soola hüdrolüüs on soola ja veega pöörduv interaktsioon, mis viib nõrga elektrolüüdi moodustumiseni. Vesi dissotsieerub, kuigi vähesel määral: H 2 O H + + OH -. Naatriumkloriid H2O H+ + OH–, Na+ + Cl– + H2O Na+ + Cl– + H+ + OH–, NaCl + H2O (reaktsiooni ei toimu) Neutraalne Naatriumkarbonaat + HOH + OH–, 2Na+ + + H2O + OH–, Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH Leeliseline Alumiiniumkloriid Al3+ + HOH AlOH2+ + H+, Al3+ + 3Cl– + H2O AlОH2+ + 2Cl– + H+ + Cl–, AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl happeline Temperatuuri mõju molekulaarsete kokkupõrgete arvule saab näidata mudeli abil. Esimeses lähenduses määratakse temperatuuri mõju reaktsiooni kiirusele van't Hoffi reegliga (sõnastas J. Kh. van't Hoff, tuginedes paljude reaktsioonide eksperimentaalsele uuringule): kus g - temperatuurikoefitsient, võttes väärtused 2 kuni 4. Reaktsioonikiiruse sõltuvust temperatuurist selgitas S. Arrhenius. Mitte iga reaktiivmolekulide kokkupõrge ei vii reaktsioonini, vaid ainult kõige tugevamad kokkupõrked.
Ainult molekulid, millel on liigne kineetiline energia, on võimelised keemiliseks reaktsiooniks. S. Arrhenius arvutas välja reageerivate osakeste a aktiivsete (s.o reaktsioonini viivate) kokkupõrgete osakaalu sõltuvalt temperatuurist: - a = exp(-E/RT). ja tõi Arrheniuse võrrand reaktsioonikiiruse konstandi jaoks: kus k o ja E d sõltuvad reaktiivide olemusest. E on energia, mis tuleb molekulidele anda, et need saaksid omavahel suhelda, nn aktiveerimise energia.
k \u003d k o e -E / RT
