Pilet nr 2
1) ANORGAANILISTE ÜHENDITE PÕHIKLASSID: Alused, oksiidid, happed, soolad.
2) Ole – berüllium.
Keemilised omadused: berüllium on toatemperatuuril suhteliselt vähe reageeriv. Kompaktsel kujul ei reageeri see vee ja auruga 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 ja 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 püsiva 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 vastupidava kaitsekilega magneesiumoksiidi MgO , mis hävib õhu käes kuumutamisel temperatuurini ligikaudu 600 °C, mille järel metall põleb pimestava valge leegiga, moodustades magneesiumoksiid ja nitriid Mg3N2.
Keemilised omadused: Magneesiumipulbri segu kaaliumpermanganaadiga KMnO4 - plahvatusohtlik
Kuum magneesium reageerib veega:
Mg (laguneb) + H2O = MgO + H2;
Leelised ei mõjuta magneesiumi, lahustub kergesti hapetes, eraldades vesinikku:
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2;
Õhus kuumutamisel põleb magneesium oksiidiks; koos lämmastikuga võib tekkida ka väike kogus nitriidi:
2Mg + O2 = 2MgO;
3Mg + N2 = Mg3N2
Pilet nr 3. Lahustuvus- aine võime moodustada teiste ainetega homogeenseid süsteeme - lahuseid, milles ainet leidub üksikute aatomite, ioonide, molekulide või osakeste kujul.
Küllastunud lahus- lahus, milles lahustunud aine on antud tingimustes saavutanud maksimaalse kontsentratsiooni ja enam ei lahustu. Selle aine sade on lahuses oleva ainega tasakaalus.
Küllastumata lahus- lahus, milles lahustunud aine kontsentratsioon on väiksem kui küllastunud lahuses ja milles saab antud tingimustes lahustuda rohkem.
Üleküllastunud lahused- lahused, mida iseloomustab asjaolu, et lahustunud aine sisaldus neis on suurem kui see, mis vastab selle normaalsele lahustuvusele 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 – Henry koefitsient.
Ekstraheerimine(hilisladina keelest extractio - ekstraheerimine), ekstraheerimine, vedelate või tahkete ainete segu eraldamise protsess selektiivsete lahustite (ekstraktantide) abil.
Pilet nr 4. 1)Massiosa See 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) on lahustunud aine X massiosa
m(x) - lahustunud aine mass X, g;
m(s) - lahusti S mass, g;
m = 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, mis tekib atmosfääris, kui argooni tuumad pommitatakse kosmiliste kiirte prootonitega.
Kviitung:
See koosneb alumiiniumoksiidi Al2O3 lahustamisest sulas krüoliidis Na3AlF6, millele järgneb elektrolüüs kulukoksi või grafiitelektroodide abil. See tootmismeetod nõuab palju elektrit ja sai seetõttu populaarseks alles 20. sajandil.
Aluminotermia- meetod metallide, mittemetallide (ja ka sulamite) tootmiseks nende oksiidide redutseerimisel metallilise alumiiniumiga.
Pilet nr 5. MITTEELEKTROLÜÜDIDE LAHUSED, kahe- või mitmekomponentne mol. süsteemid, mille koostis võib pidevalt muutuda (vähemalt teatud piirides). Erinevalt elektrolüütide lahustest ei sisalda mitteelektrolüütide lahused (mollahused) märgatavas kontsentratsioonis laetud osakesi. mitteelektrolüütide lahused võivad olla tahked, vedelad ja gaasilised.
Raoult' esimene seadus
Raoult' esimene seadus seob küllastunud auru rõhu lahuse kohal selle koostisega; see on sõnastatud järgmiselt:
Lahuse komponendi küllastunud auru osarõhk on otseselt võrdeline selle mooliosaga lahuses, kusjuures proportsionaalsuskoefitsient on võrdne küllastunud auru rõhuga puhta komponendi kohal.
Raoult' teine seadus
Asjaolu, et aururõhk lahuse kohal erineb aururõhust puhta lahusti kohal, mõjutab oluliselt kristalliseerumis- ja keemisprotsesse. Raoult' esimesest seadusest tuletatakse kaks järeldust lahuste külmumistemperatuuri languse ja keemistemperatuuri tõusu kohta, mida nende kombineeritud kujul tuntakse Raoult' teise seadusena.
Krüoskoopia(kreeka keelest kryos – külm ja skoop – vaatan) – 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 leelismuldmetallide, peamiselt kaltsiumi ja magneesiumi lahustunud soolade sisaldusega.
Pilet nr 6. ELEKTROLÜÜDI LAHUSED, sisaldavad märgatavaid kontsentratsioone 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 ei ole isegi väga lahjendatud lahustes täielikult dissotsieerunud ioonideks, mis on dünaamilises tasakaalus dissotsieerumata molekulidega.
Elektrolüütiline dissotsiatsioon- elektrolüüdi lagunemisprotsess ioonideks, kui see lahustatakse polaarses lahustis või sulamise ajal.
Ostwaldi lahjendusseadus- seos, mis väljendab binaarse nõrga elektrolüüdi lahjendatud lahuse ekvivalentse elektrijuhtivuse sõltuvust lahuse kontsentratsioonist:
4. rühma P-elemendid– süsinik, räni, germaanium, tina ja plii.
Pilet nr 7. 1) Elektrolüütiline dissotsiatsioon- See on aine lagunemine ioonideks polaarsete lahustimolekulide mõjul.
pH = -lg.
Puhverlahused– need on lahused hapete või leeliste lisamisel, millele nende pH veidi muutub.
Süsinikhappe vormid:
1) keskmised soolad (karbonaadid),
2) happelised (süsivesinikud).
Karbonaadid ja süsivesinikud on termiliselt ebastabiilsed:
CaCO3 = CaO + CO2^,
Ca(HCO3)2 = CaCO3v + CO2^ + H2O.
Naatriumkarbonaat (sooda) on keemiatööstuse üks peamisi tooteid. Vesilahuses hüdrolüüsub see vastavalt reaktsioonile
Na2СО3 > 2Nа+ + СО3-2,
CO3-2 + H+-OH- - HCO3- + OH-.
Naatriumvesinikkarbonaat (söögisooda) – kasutatakse laialdaselt toiduainetööstuses. Hüdrolüüsi tõttu on lahusel ka aluseline keskkond
NaHCO3 > Na+ + HCO3-,HCO3- + H-OH - H2CO3 + OH-.
Sooda ja söögisooda interakteeruvad hapetega
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.
Pilet nr 8. 1)_ioonivahetus lahustes:
Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 +H2O
2Na + CO3 + 2H + SO4 → 2Na + SO4 + CO2 + H2O
CO3 + 2H → CO2 + H2O
C gaasi eraldumine: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl
2) Lämmastiku keemilised omadused. Lämmastik suhtleb suhteliselt madalatel temperatuuridel kuumutamisel ainult selliste aktiivsete metallidega nagu liitium, kaltsium, magneesium. Lämmastik reageerib enamiku teiste elementidega kõrgel temperatuuril ja katalüsaatorite juuresolekul. Lämmastikuühendeid hapnikuga N2O, NO, N2O3, NO2 ja N2O5 on hästi uuritud.
Lämmastiku füüsikalised omadused. Lämmastik on õhust veidi kergem; tihedus 1,2506 kg/m3 (0°C juures ja 101325 n/m2 ehk 760 mm Hg), sulamistemperatuur -209,86°C, keemistemperatuur -195,8°C. 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 süsivesinikus paremini kui vees.
Pilet nr 9. Hüdrolüüs (kreeka keelest hüdro – vesi, lüüs – lagunemine) tähendab aine lagunemist vee toimel. Soola hüdrolüüs on soola pöörduv reaktsioon veega, 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 NaHCО3 + NaOH Leeliseline
Alumiiniumkloriid Al3+ + HOH AlOH2+ + H+,
Al3+ + 3Cl– + H2O AlОH2+ + 2Cl– + H+ + Cl–,
AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl Hape
suuna 6070104 “Mere- ja jõetransport” õpilastele
erialad
"Laeva elektriseadmete ja automaatikaseadmete kasutamine",
suunad 6.050702 “Elektromehaanika” eriala
"Sõidukite elektrisüsteemid ja kompleksid",
"Elektromehaanilised automaatikasüsteemid ja elektriajam"
täis- ja osakoormusega õppevormid
Tiraaž_____ eksemplari Avaldamiseks allkirjastatud_____________.
Tellimuse nr ________. Köide 1.08 lk.
Kirjastus "Kerchi Riiklik Meretehnoloogia Ülikool"
98309 Kertš, Ordzhonikidze, 82.
Van't Hoffi reegel. Arrheniuse võrrand.
Vastavalt van't Hoffi rusikareeglile, mis koostati 1880. aasta paiku, suureneb enamiku reaktsioonide kiirus 10-kraadise temperatuuri tõusuga 2–4 korda, kui reaktsioon viiakse läbi toatemperatuuri 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 minutit.
Teame juba, et igal konstantsel temperatuuril kirjeldatakse reaktsiooni kiirust empiirilise kineetilise võrrandiga, mis enamikul juhtudel (välja arvatud väga keerulise mehhanismiga reaktsioonid) on kiiruskonstandi ja reagentide kontsentratsiooni korrutis võimsustes, mis on võrdsed reaktsiooni järjekord. Reaktiivide kontsentratsioonid on praktiliselt temperatuurist sõltumatud ja, nagu kogemus näitab, on ka järjestused sõltumatud. Järelikult on kiiruskonstandid vastutavad reaktsiooni kiiruse järsu sõltuvuse temperatuurist. Tavaliselt iseloomustatakse kiiruskonstandi sõltuvust temperatuurist reaktsioonikiiruse temperatuuritegur, mis on kiiruskonstantide suhe temperatuuridel, mis erinevad 10 kraadi võrra
ja mis vastavalt Van't Hoffi reeglile on ligikaudu 2-4.
Proovime gaasifaasis toimuva homogeense reaktsiooni näitel selgitada reaktsioonikiiruste temperatuurikoefitsientide täheldatud kõrgeid väärtusi gaaside molekulaarkineetilise teooria seisukohast. Selleks, et interakteeruvate gaaside molekulid saaksid omavahel reageerida, on vajalik nende kokkupõrge, mille käigus ühed sidemed katkevad ja teised tekivad, mille tulemusena tekib uus molekul - reaktsioonisaaduse molekul. Järelikult sõltub reaktsiooni kiirus reaktiivmolekulide kokkupõrgete arvust ja kokkupõrgete arvust, eelkõige molekulide kaootilise soojusliikumise kiirusest. Molekulide kiirus ja vastavalt ka kokkupõrgete arv suureneb koos temperatuuriga. Kuid ainult molekulide kiiruse suurenemine ei seleta reaktsioonikiiruste nii kiiret suurenemist temperatuuriga. Tõepoolest, vastavalt gaaside molekulaarkineetilisele teooriale on molekulide keskmine kiirus võrdeline absoluutse temperatuuri ruutjuurega, st kui süsteemi temperatuur tõuseb 10 kraadi võrra, näiteks 300-lt 310 K-le, on keskmine kiirus Molekulide kiirus suureneb ainult 310/300 = 1,02 korda - palju vähem kui Van't Hoffi reegel nõuab.
Seega ei saa ainuüksi kokkupõrgete arvu suurenemine seletada reaktsioonikiiruse konstantide sõltuvust temperatuurist. Ilmselgelt on siin tööl veel üks oluline tegur. Selle paljastamiseks pöördume üksikasjalikuma analüüsi juurde suure hulga osakeste käitumise kohta erinevatel temperatuuridel. Kui seni on juttu olnud molekulide keskmisest soojusliikumise kiirusest ja selle muutumisest temperatuuriga, siis kui osakeste arv süsteemis on suur, siis statistika seaduste järgi võivad üksikud osakesed omada kiirust ja vastavalt kineetiline energia, mis erineb suuremal või vähemal määral antud temperatuuri keskmisest väärtusest. Seda olukorda on kujutatud joonisel fig. (3.2), mis
näitab, kuidas osad jagunevad -
3.2. Osakeste jaotus kineetilise energia järgi erinevatel temperatuuridel:
2-T 2; 3-T 3; Ti cy kineetilise energia järgi teatud temperatuuril. Vaatleme näiteks kõverat 1, mis vastab temperatuurile Ti. Osakeste koguarv süsteemis (tähistagem N 0) võrdub 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 mingi energia E a, mis on suurem kui E 1). Temperatuuril Ti on osakeste arv, mille energia ületab E a väärtust, 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 see osa sellest, milles osalevad molekulid, mille kineetiline energia ületab teatud piiri E a, mida nimetatakse reaktsiooni aktivatsioonienergiaks. See muutub üsna arusaadavaks, kui meenutame, et elementaarse reaktsiooniakti edukaks toimumiseks on kokkupõrke käigus vaja vanad sidemed katkeda ja luua tingimused uute tekkeks. Loomulikult nõuab see energia kulutamist – kokkupõrkes olevatel osakestel peab olema piisav energiavaru. 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. E a - aktiveerimisenergia (vt allpool) R on gaasi molaarkonstant 8,314 J/molK, T - absoluutne temperatuur A on konstantne või väga vähe temperatuurist sõltuv väärtus. Seda nimetatakse sagedusteguriks, kuna see on seotud molekulide kokkupõrgete sageduse ja kokkupõrke tekkimise tõenäosusega, kui molekulid on reaktsioonile soodsalt orienteeritud. Nagu on näha punktist (3.14), on aktiveerimisenergia E a suurenemisega kiiruskonstant TO
väheneb. Järelikult reaktsiooni kiirus väheneb selle energiabarjääri suurenedes (vt allpool). kus g on 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 liigse kineetilise energiaga molekulid on võimelised keemilisteks reaktsioonideks. S. Arrhenius arvutas välja reageerivate osakeste a aktiivsete (st reaktsioonini viivate) kokkupõrgete osa sõltuvalt temperatuurist: - a = exp(-E/RT). ja tõi välja Arrheniuse võrrand reaktsioonikiiruse konstandi jaoks: kus ko ja E d sõltuvad reaktiivide olemusest. E on energia, mis tuleb molekulidele anda, et need saaksid omavahel suhelda, nn aktiveerimise energia.
Van't Hoffi reegel- empiiriline reegel, mis võimaldab esmase lähendusena hinnata temperatuuri mõju keemilise reaktsiooni kiirusele väikeses temperatuurivahemikus (tavaliselt 0 °C kuni 100 °C). J. H. Van't Hoff sõnastas paljude katsete põhjal järgmise reegli: Aktiveerimisenergia keemias ja bioloogias – minimaalne energiahulk, mis on vaja süsteemile edastada (keemias väljendatuna džaulides mooli kohta), et reaktsioon toimuks. Selle termini võttis aastal kasutusele Svante August Arrhenius. Tüüpiline reaktsioonienergia tähistus Ea. Aktiveerimise entroopiat peetakse erinevuseks üleminekuoleku entroopia ja reaktiivide põhioleku vahel. Selle määrab peamiselt osakeste translatsiooni- ja pöörlemisvabadusastme kadumine aktiveeritud kompleksi moodustumisel. Olulised muutused (vibratsioonilised vabadusastmed) võivad toimuda ka siis, kui aktiveeritud kompleks on mõnevõrra tihedamalt pakitud kui reagendid. Sellise ülemineku aktiveerimise entroopia on positiivne. Aktiveerimise entroopia sõltub paljudest teguritest. Kui bimolekulaarses reaktsioonis ühinevad kaks algosakest üleminekuoleku moodustamiseks, väheneb kahe osakese translatsiooni- ja rotatsioonientroopia väärtusteni, mis vastavad ühele osakesele; selle efekti kompenseerimiseks ei piisa vibratsioonientroopia vähesest suurenemisest. Aktiveerimisentroopiad varieeruvad struktuurist olenevalt rohkem kui entalpiad. Aktiveerimisentroopiad on enamikul juhtudel hästi kooskõlas Price'i ja Hammetti reegliga. Sellel seerial on ka eriline tähtsus, et silapi entroopia suurenemist saab tõenäoliselt täpselt arvutada vastavate süsivesinike teadaolevate absoluutsete entroopiate põhjal. Keemilise reaktsiooni kiiruse sõltuvus temperatuurist määratakse Van't Hoffi reegliga. Hollandi keemik Van't Hoff Jacob Hendrick, stereokeemia rajaja, sai 1901. aastal esimeseks Nobeli keemiapreemia laureaadiks. Selle pälvis ta keemilise dünaamika ja osmootse rõhu seaduste avastamise eest. Van't Hoff tutvustas ideid keemiliste ainete ruumilise struktuuri kohta. Ta oli kindel, et keemia fundamentaal- ja rakendusuuringuid on võimalik saavutada füüsikaliste ja matemaatiliste meetodite abil. Olles välja töötanud reaktsioonikiiruste teooria, lõi ta keemilise kineetika. Niisiis on keemiliste reaktsioonide kineetika uurimine toimumiskiirusest, reaktsiooniprotsessis toimuvast keemilisest koostoimest ja reaktsioonide sõltuvusest erinevatest teguritest. Erinevatel reaktsioonidel on erinev esinemissagedus. Keemilise reaktsiooni kiirus sõltub otseselt reaktsiooni sisenevate kemikaalide olemusest. Mõned ained, nagu NaOH ja HCl, võivad reageerida sekundi murdosaga. Ja mõned keemilised reaktsioonid kestavad aastaid. Sellise reaktsiooni näiteks on raua roostetamine. Reaktsiooni kiirus sõltub ka reagentide kontsentratsioonist. Mida suurem on reaktiivide kontsentratsioon, seda suurem on reaktsioonikiirus. Reaktsiooni käigus väheneb reaktiivide kontsentratsioon, mistõttu reaktsiooni kiirus aeglustub. See tähendab, et alghetkel on kiirus alati suurem kui igal järgneval hetkel. V = (C lõpp – algusest)/(t lõpp – t algus) Reaktiivi kontsentratsioonid määratakse teatud ajavahemike järel. Oluline tegur, millest reaktsioonide kiirus sõltub, on temperatuur. Kõik molekulid põrkuvad teistega. Löökide arv sekundis on väga suur. Kuid sellest hoolimata ei toimu keemilised reaktsioonid suure kiirusega. See juhtub seetõttu, et reaktsiooni käigus peavad molekulid kogunema aktiveeritud kompleksiks. Ja seda saavad moodustada ainult aktiivsed molekulid, mille kineetiline energia on selleks piisav. Väikese arvu aktiivsete molekulide korral kulgeb reaktsioon aeglaselt. Temperatuuri tõustes suureneb aktiivsete molekulide arv. Järelikult on reaktsioonikiirus suurem. Van't Hoff uskus, et keemilise reaktsiooni kiirus on reageerivate ainete kontsentratsiooni loomulik muutus ajaühikus. Kuid see ei ole alati ühtlane. Van't Hoffi reegel ütleb seda iga 10° temperatuuri tõusuga suureneb keemilise reaktsiooni kiirus 2-4 korda
. Matemaatiliselt näeb van't Hoffi reegel välja selline: Kus V 2 t 2, A V 1
- reaktsioonikiirus temperatuuril t 1; ɣ
- reaktsioonikiiruse temperatuuritegur. See koefitsient on kiiruskonstantide suhe temperatuuril t+10 Ja t. Niisiis, kui ɣ
= 3 ja 0 o C juures kestab reaktsioon 10 minutit, siis 100 o C juures vaid 0,01 sekundit. Keemilise reaktsiooni kiiruse järsk tõus on seletatav aktiivsete molekulide arvu suurenemisega temperatuuri tõustes. Van't Hoffi reegel kehtib ainult temperatuurivahemikus 10-400 o C. Reaktsioonid, milles osalevad suured molekulid, ei allu Van't Hoffi reeglile. Reaktsioonikiiruse konstant on temperatuuri funktsioon; Temperatuuri tõus suurendab üldiselt kiiruskonstanti. Esimese katse võtta arvesse temperatuuri mõju 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, on reaktsioonikiiruse konstantse temperatuuritegurγ. Matemaatiliselt saab van't Hoffi reegli kirjutada järgmiselt: 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 On ilmne, et osakeste vastastikmõju toimub nende kokkupõrke ajal; aga molekulide kokkupõrgete arv on väga suur ja kui iga kokkupõrge viiks osakeste keemilise vastasmõjuni, kulgeksid kõik reaktsioonid peaaegu koheselt. Arrhenius oletas, et molekulide kokkupõrked on tõhusad (st viivad reaktsioonini) ainult siis, kui põrkuvatel molekulidel on teatud energiakogus - aktiveerimisenergia. Aktiveerimisenergia on minimaalne energia, mis molekulidel peab olema, enne kui nende kokkupõrge võib viia keemilise vastasmõjuni. 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 moodustamine nõuab alati teatud energiahulga kulutamist, mille põhjustab esiteks elektronkestade ja aatomituumade tõrjumine osakeste üksteisele lähenemisel ning teiseks vajadus konstrueerida teatud ruumiline konfiguratsioon. aatomitest aktiveeritud kompleksis ja jaotavad ümber elektrontiheduse. Seega peab süsteem teel algolekust lõppolekusse ületama mingisuguse energiabarjääri. Reaktsiooni aktiveerimisenergia on ligikaudu võrdne aktiveeritud kompleksi keskmise energia ülemääraga reagentide keskmisest energiatasemest. Ilmselgelt, kui otsereaktsioon on eksotermiline, siis pöördreaktsiooni E "A aktivatsioonienergia on suurem kui otsereaktsiooni E A aktiveerimisenergia. Edasi- ja tagasireaktsiooni aktiveerimisenergiad on muutuse kaudu üksteisega seotud siseenergias reaktsiooni ajal.. Ülaltoodut saab illustreerida energiakeemiliste reaktsioonide diagrammide abil (joonis 2.5). Riis. 2.5. Keemilise reaktsiooni energiadiagramm. E out on lähteainete osakeste keskmine energia, E cont 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 aktivatsioonienergiast kirjeldava avaldise termodünaamilist tuletust – Arrheniuse võrrandit. Vastavalt van't Hoffi isobaari võrrandile, Kuna tasakaalukonstant on päri- ja tagasireaktsiooni kiiruskonstantide suhe, saame avaldise (II.31) ümber kirjutada järgmiselt: Esitades reaktsiooni entalpia muutuse ΔHº kahe väärtuse E 1 ja E 2 erinevusena, saame: Siin on C mingi konstant. Olles oletanud, et C = 0, saame Arrheniuse võrrandi, kus E A on aktiveerimisenergia: Pärast avaldise määramatut integreerimist (II.35) saame Arrheniuse võrrandi integraalkujul: 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 on võrdne reaktsioonikiiruse konstandiga lõpmatuseni kalduval temperatuuril. Nagu avaldisest (II.36) näha, sõltub kiiruskonstandi logaritm lineaarselt pöördtemperatuurist (joonis 2.7); aktiveerimisenergia E A suurust ja preeksponentsiaalse teguri A logaritmi saab määrata graafiliselt (sirge kaldenurga puutuja abstsisstelje ja sirgjoonega ära lõigatud lõigu ordinaatteljel ). Teades reaktsiooni aktiveerimisenergiat ja kiiruskonstanti mis tahes temperatuuril T1, saate Arrheniuse võrrandi abil arvutada kiiruskonstandi väärtuse mis tahes temperatuuril T2:k = koe-E/RT
Keemilise reaktsiooni kiirus
Van't Hoffi reegel
(II.30)
(II.32)
(II.33)
(II.34)
(II.36)
(II.37)
(II.39)
