რეაქციის სიჩქარის მუდმივი არის ტემპერატურის ფუნქცია; ტემპერატურის ზრდა ზოგადად ზრდის სიჩქარის მუდმივობას. ტემპერატურის ეფექტის გათვალისწინების პირველი მცდელობა განხორციელდა ვან ჰოფის მიერ, რომელმაც ჩამოაყალიბა შემდეგი ცერის წესი:
ყოველ 10 გრადუსზე ტემპერატურის მატებასთან ერთად, ელემენტარული ქიმიური რეაქციის სიჩქარის მუდმივი იზრდება 2-4-ჯერ.
მნიშვნელობა, რომელიც აჩვენებს რამდენჯერ იზრდება სიჩქარის მუდმივი ტემპერატურის 10 გრადუსით მატებასთან ერთად რეაქციის სიჩქარის მუდმივი ტემპერატურის კოეფიციენტიγ. მათემატიკურად, van't Hoff წესი შეიძლება დაიწეროს შემდეგნაირად:
(II.30)
თუმცა, van't Hoff-ის წესი გამოიყენება მხოლოდ ვიწრო ტემპერატურის დიაპაზონში, ვინაიდან რეაქციის სიჩქარის γ ტემპერატურული კოეფიციენტი თავისთავად ტემპერატურის ფუნქციაა; ძალიან მაღალ და ძალიან დაბალ ტემპერატურაზე γ ხდება ერთიანობის ტოლი (ე.ი. ქიმიური რეაქციის სიჩქარე წყვეტს ტემპერატურაზე დამოკიდებული).
არენიუსის განტოლება
ცხადია, ნაწილაკების ურთიერთქმედება ხდება მათი შეჯახების დროს; თუმცა, მოლეკულების შეჯახების რაოდენობა ძალიან დიდია და თუ ყოველი შეჯახება გამოიწვევს ნაწილაკების ქიმიურ ურთიერთქმედებას, ყველა რეაქცია თითქმის მყისიერად განვითარდება. არენიუსმა დაადგინა, რომ მოლეკულების შეჯახება ეფექტური იქნება (ანუ ისინი გამოიწვევს რეაქციას) მხოლოდ იმ შემთხვევაში, თუ შეჯახებულ მოლეკულებს ექნებათ გარკვეული რაოდენობის ენერგია, აქტივაციის ენერგია.
აქტივაციის ენერგია არის მინიმალური ენერგია, რომელიც მოლეკულებს უნდა ჰქონდეთ, რათა მათმა შეჯახებამ გამოიწვიოს ქიმიური ურთიერთქმედება.
განვიხილოთ ზოგიერთი ელემენტარული რეაქციის გზა
A + B ––> C
ვინაიდან ნაწილაკების ქიმიური ურთიერთქმედება დაკავშირებულია ძველი ქიმიური ბმების გაწყვეტასთან და ახლის წარმოქმნასთან, ითვლება, რომ ნებისმიერი ელემენტარული რეაქცია გადის ზოგიერთი არასტაბილური შუალედური ნაერთის წარმოქმნას, რომელსაც ეწოდება გააქტიურებული კომპლექსი:
A ––> K # ––> B
გააქტიურებული კომპლექსის ფორმირება ყოველთვის მოითხოვს გარკვეული რაოდენობის ენერგიის ხარჯვას, რაც გამოწვეულია, პირველ რიგში, ელექტრონული გარსების და ატომური ბირთვების მოგერიებით, როდესაც ნაწილაკები ერთმანეთს უახლოვდებიან და მეორეც, გარკვეული სივრცის აგების საჭიროებით. ატომების კონფიგურაცია გააქტიურებულ კომპლექსში და ელექტრონის სიმკვრივის გადანაწილება. ამრიგად, საწყისი მდგომარეობიდან საბოლოო მდგომარეობისკენ მიმავალ გზაზე სისტემამ უნდა გადალახოს ერთგვარი ენერგეტიკული ბარიერი. რეაქციის გააქტიურების ენერგია დაახლოებით ტოლია გააქტიურებული კომპლექსის საშუალო ენერგიის ჭარბი რეაგენტების საშუალო ენერგიის დონეზე. ცხადია, თუ პირდაპირი რეაქცია ეგზოთერმულია, მაშინ საპირისპირო რეაქციის E "A აქტივაციის ენერგია უფრო მაღალია, ვიდრე პირდაპირი რეაქციის E A აქტივაციის ენერგია. პირდაპირი და საპირისპირო რეაქციების აქტივაციის ენერგია დაკავშირებულია ერთმანეთთან ცვლილების გზით. რეაქციის დროს შინაგან ენერგიაში.ზემოაღნიშნულის ილუსტრაცია შესაძლებელია ენერგეტიკული ქიმიური რეაქციის დიაგრამების გამოყენებით (ნახ. 2.5).
ბრინჯი. 2.5.ქიმიური რეაქციის ენერგეტიკული დიაგრამა. E ref არის საწყისი ნივთიერებების ნაწილაკების საშუალო ენერგია, E prod არის რეაქციის პროდუქტების ნაწილაკების საშუალო ენერგია.
ვინაიდან ტემპერატურა არის ნაწილაკების საშუალო კინეტიკური ენერგიის საზომი, ტემპერატურის ზრდა იწვევს ნაწილაკების პროპორციის ზრდას, რომელთა ენერგია ტოლია ან აღემატება აქტივაციის ენერგიას, რაც იწვევს რეაქციის სიჩქარის მუდმივობის ზრდას (ნახ. 2.6):
ბრინჯი. 2.6.ნაწილაკების ენერგიის განაწილება. აქ nE/N არის E ენერგიის მქონე ნაწილაკების ფრაქცია; E i - საშუალო ნაწილაკების ენერგია T i ტემპერატურაზე (T 1< T 2 < T 3).
განვიხილოთ გამონათქვამის თერმოდინამიკური წარმოშობა, რომელიც აღწერს რეაქციის სიჩქარის მუდმივის დამოკიდებულებას ტემპერატურაზე და აქტივაციის ენერგიის მნიშვნელობაზე - არენიუსის განტოლება. ვან ჰოფის იზობარის განტოლების მიხედვით,
ვინაიდან წონასწორობის მუდმივი არის წინა და საპირისპირო რეაქციების სიჩქარის მუდმივების თანაფარდობა, გამოხატულება (II.31) შეიძლება გადაიწეროს შემდეგნაირად:
(II.32)
რეაქციის ΔHº ენთალპიის ცვლილებას წარმოვადგენთ, როგორც განსხვავებას ორ მნიშვნელობას E 1 და E 2 შორის, ვიღებთ:
(II.33)
(II.34)
აქ C არის რაღაც მუდმივი. პოსტულაციური რომ C = 0, მივიღებთ არენიუსის განტოლებას, სადაც E A არის აქტივაციის ენერგია:
გამოხატვის განუსაზღვრელი ინტეგრაციის შემდეგ (II.35) ვიღებთ არენიუსის განტოლებას ინტეგრალური სახით:
(II.36)
(II.37)
ბრინჯი. 2.7.ქიმიური რეაქციის სიჩქარის მუდმივის ლოგარითმის დამოკიდებულება ორმხრივ ტემპერატურაზე.
აქ A არის ინტეგრაციის მუდმივი. განტოლებიდან (II.37) ადვილია აჩვენო წინასწარ ექსპონენციალური ფაქტორი A-ს ფიზიკური მნიშვნელობა, რომელიც უდრის უსასრულობისკენ მიდრეკილ ტემპერატურაზე რეაქციის სიჩქარის მუდმივობას. როგორც გამოსახულებიდან ჩანს (II.36), სიჩქარის მუდმივის ლოგარითმი ხაზობრივად დამოკიდებულია ორმხრივ ტემპერატურაზე (ნახ. 2.7); გააქტიურების ენერგიის მნიშვნელობა E A და წინასწარი ექსპონენციალური ფაქტორის A ლოგარითმი შეიძლება განისაზღვროს გრაფიკულად (სწორი ხაზის დახრილობის ტანგენტი აბსცისის ღერძზე და y-ღერძზე სწორი ხაზით მოწყვეტილი სეგმენტი) .
რეაქციის აქტივაციის ენერგიისა და სიჩქარის მუდმივის ცოდნა ნებისმიერ ტემპერატურაზე T 1, არენიუსის განტოლების გამოყენებით, შეგიძლიათ გამოთვალოთ სიჩქარის მუდმივი მნიშვნელობა ნებისმიერ ტემპერატურაზე T 2:
(II.39)
რეაქციის სიჩქარის დამოკიდებულება ტემპერატურაზე დაახლოებით განისაზღვრება ვან ჰოფის ცერის წესით: ტემპერატურის ყოველი 10 გრადუსიანი ცვლილებისთვის უმეტესი რეაქციების სიჩქარე იცვლება 2-4-ჯერ.
მათემატიკურად, ვან ჰოფის წესი გამოიხატება შემდეგნაირად:
სადაც v(T2) და v(T1) არის რეაქციის სიჩქარე, შესაბამისად, T2 და T1 ტემპერატურაზე (T2> T1);
γ არის რეაქციის სიჩქარის ტემპერატურული კოეფიციენტი.
γ-ის მნიშვნელობა ენდოთერმული რეაქციისთვის უფრო მაღალია, ვიდრე ეგზოთერმული. მრავალი რეაქციისთვის γ არის 2-4 დიაპაზონში.
γ-ის მნიშვნელობის ფიზიკური მნიშვნელობა არის ის, რომ ის გვიჩვენებს რამდენჯერ იცვლება რეაქციის სიჩქარე ტემპერატურის ცვლილებით ყოველ 10 გრადუსზე.
ვინაიდან ქიმიური რეაქციის რეაქციის სიჩქარე და სიჩქარის მუდმივი პირდაპირპროპორციულია, გამოხატულება (3.6) ხშირად იწერება შემდეგი ფორმით:
(3.7)
სადაც k(T2), k(T1) არის რეაქციის სიჩქარის მუდმივები, შესაბამისად
T2 და T1 ტემპერატურაზე;
γ არის რეაქციის სიჩქარის ტემპერატურული კოეფიციენტი.
მაგალითი 8რამდენ გრადუსით უნდა გაიზარდოს ტემპერატურა, რომ რეაქციის სიჩქარე 27-ჯერ გაიზარდოს? რეაქციის ტემპერატურული კოეფიციენტია 3.
გამოსავალი. ჩვენ ვიყენებთ გამოხატვას (3.6):
ჩვენ ვიღებთ: 27 = , = 3, DT = 30.
პასუხი: 30 გრადუსი.
რეაქციის სიჩქარე და დრო უკუკავშირშია: რაც უფრო დიდია v
ტ-ზე ნაკლები. მათემატიკურად ეს გამოიხატება მიმართებით
მაგალითი 9 293 K ტემპერატურაზე რეაქცია 2 წუთში გრძელდება. რამდენ ხანს გაგრძელდება ეს რეაქცია 273 K ტემპერატურაზე, თუ γ = 2.
გამოსავალი. განტოლება (3.8) გულისხმობს:
.
ჩვენ ვიყენებთ განტოლებას (3.6), რადგან 
ჩვენ ვიღებთ:
წთ.
პასუხი: 8 წთ.
ვანტ ჰოფის წესი ვრცელდება ქიმიურ რეაქციებზე შეზღუდული რაოდენობით. ტემპერატურის გავლენა პროცესების სიჩქარეზე ხშირად განისაზღვრება არენიუსის განტოლებით.
არენიუსის განტოლება . 1889 წელს შვედმა მეცნიერმა ს. არეიუსმა ექსპერიმენტების საფუძველზე გამოიტანა განტოლება, რომელიც მის სახელს ატარებს.
სადაც k არის რეაქციის სიჩქარის მუდმივი;
k0 - წინასწარი ექსპონენციალური ფაქტორი;
e არის ბუნებრივი ლოგარითმის საფუძველი;
Ea არის მუდმივი, რომელსაც ეწოდება აქტივაციის ენერგია, რომელიც განისაზღვრება რეაქტიული ნივთიერებების ბუნებით:
R არის უნივერსალური აირის მუდმივი, ტოლია 8,314 J/mol×K.
Ea-ს მნიშვნელობები ქიმიური რეაქციებისთვის არის 4 - 400 კჯ/მოლ დიაპაზონში.
ბევრ რეაქციას ახასიათებს გარკვეული ენერგეტიკული ბარიერი. მის დასაძლევად საჭიროა აქტივაციის ენერგია - გარკვეული ჭარბი ენერგია (მოლეკულების მავნე ენერგიასთან შედარებით მოცემულ ტემპერატურაზე), რომელიც მოლეკულებს უნდა ჰქონდეთ იმისათვის, რომ მათი შეჯახება ეფექტური იყოს, ანუ გამოიწვიოს ახალი ნივთიერების წარმოქმნა. . ტემპერატურის მატებასთან ერთად აქტიური მოლეკულების რაოდენობა სწრაფად იზრდება, რაც იწვევს რეაქციის სიჩქარის მკვეთრ ზრდას.
ზოგადად, თუ რეაქციის ტემპერატურა იცვლება T1-დან T2-მდე, განტოლება (3.9) ლოგარითმის აღების შემდეგ მიიღებს ფორმას:
. (3.10)
ეს განტოლება საშუალებას გაძლევთ გამოთვალოთ რეაქციის აქტივაციის ენერგია, როდესაც ტემპერატურა იცვლება T1-დან T2-მდე.
ქიმიური რეაქციების სიჩქარე იზრდება კატალიზატორის არსებობისას. კატალიზატორის მოქმედება მდგომარეობს იმაში, რომ ის აყალიბებს არასტაბილურ შუალედურ ნაერთებს (გააქტიურებულ კომპლექსებს) რეაგენტებთან, რომელთა დაშლა იწვევს რეაქციის პროდუქტების წარმოქმნას. ამავდროულად, აქტივაციის ენერგია მცირდება და აქტიურდებიან მოლეკულები, რომელთა ენერგია არასაკმარისი იყო რეაქციის ჩასატარებლად კატალიზატორის არარსებობის შემთხვევაში. შედეგად, აქტიური £ მოლეკულების საერთო რაოდენობა იზრდება და რეაქციის სიჩქარე იზრდება.
რეაქციის სიჩქარის ცვლილება კატალიზატორის თანდასწრებით გამოიხატება შემდეგი განტოლებით:
, (3.11)
სადაც vcat, და Ea(cat) - ქიმიური რეაქციის სიჩქარე და აქტივაციის ენერგია კატალიზატორის თანდასწრებით;
v და Ea არის ქიმიური რეაქციის სიჩქარე და აქტივაციის ენერგია კატალიზატორის გარეშე.
მაგალითი 10. გარკვეული რეაქციის აქტივაციის ენერგია კატალიზატორის არარსებობისას არის 75,24 კჯ/მოლი, კატალიზატორით - 50,14 კჯ/მოლი. რამდენჯერ იზრდება რეაქციის სიჩქარე კატალიზატორის არსებობისას, თუ რეაქცია მიმდინარეობს 298 K ტემპერატურაზე? გამოსავალი. ჩვენ ვიყენებთ განტოლებას (3.11). მონაცემების ჩანაცვლება განტოლებაში
6070104 მიმართულების სტუდენტებისთვის "საზღვაო და მდინარის ტრანსპორტი"
სპეციალობები
"გემის ელექტრო მოწყობილობების ექსპლუატაცია და ავტომატიზაცია",
მიმართულება 6.050702 „ელექტრომექანიკა“ სპეციალობა
"სატრანსპორტო საშუალებების ელექტრო სისტემები და კომპლექსები",
"ელექტრომექანიკური ავტომატიზაციის სისტემები და ელექტროძრავა"
სრულ განაკვეთზე და ნახევარ განაკვეთზე განათლება
ტირაჟი ______ ეგზემპლარი ხელმოწერილია გამოსაქვეყნებლად _____________.
Შეკვეთის ნომერი. _______. ტომი 1.08 გვ.
გამომცემლობა „ქერჩის სახელმწიფო საზღვაო ტექნოლოგიური უნივერსიტეტი“
98309 ქერჩი, ორჯონიკიძე, 82.
ვანტ ჰოფის წესი. არენიუსის განტოლება.
ვან'ტ ჰოფის ემპირიული წესის მიხედვით, რომელიც ჩამოყალიბებულია დაახლოებით 1880 წელს, უმეტესი რეაქციების სიჩქარე იზრდება 2-4 ფაქტორით ტემპერატურის 10 გრადუსით მატებასთან ერთად, თუ რეაქცია ტარდება ოთახის ტემპერატურასთან ახლოს ტემპერატურაზე. მაგალითად, აირისებრი აზოტის ოქსიდის (V) ნახევარგამოყოფის პერიოდი 35°C ტემპერატურაზე დაახლოებით 85 წუთია, 45°C-ზე დაახლოებით 22 წუთი. ხოლო 55°C-ზე - დაახლოებით 8 წთ.
ჩვენ უკვე ვიცით, რომ ნებისმიერ მუდმივ ტემპერატურაზე რეაქციის სიჩქარე აღწერილია ემპირიული კინეტიკური განტოლებით, რომელიც წარმოადგენს უმეტეს შემთხვევაში (ძალიან რთული მექანიზმის მქონე რეაქციის გარდა) სიჩქარის მუდმივის პროდუქტი და რეაქტანტების კონცენტრაცია ტოლია. რეაქციის ბრძანებებს. რეაგენტების კონცენტრაცია პრაქტიკულად არ არის დამოკიდებული ტემპერატურაზე, შეკვეთები, როგორც გამოცდილება გვიჩვენებს, იგივეა. შესაბამისად, სიჩქარის მუდმივები პასუხისმგებელნი არიან რეაქციის სიჩქარის მკვეთრ დამოკიდებულებაზე ტემპერატურაზე. სიჩქარის მუდმივის ტემპერატურულ დამოკიდებულებას ჩვეულებრივ ახასიათებს რეაქციის სიჩქარის ტემპერატურის კოეფიციენტი, რომელიც არის სიჩქარის მუდმივების თანაფარდობა ტემპერატურაზე, რომელიც განსხვავდება 10 გრადუსით
და რომელიც, van't Hoff წესის მიხედვით, არის დაახლოებით 2-4.
შევეცადოთ ავხსნათ რეაქციის სიჩქარის ტემპერატურული კოეფიციენტების დაკვირვებული მაღალი მნიშვნელობები გაზის ფაზაში ჰომოგენური რეაქციის მაგალითის გამოყენებით აირების მოლეკულურ-კინეტიკური თეორიის თვალსაზრისით. ურთიერთმოქმედი აირების მოლეკულებმა ერთმანეთთან ურთიერთობისთვის აუცილებელია მათი შეჯახება, რომლის დროსაც ზოგიერთი ბმა იშლება, ზოგი კი წარმოიქმნება, რის შედეგადაც ჩნდება ახალი მოლეკულა - რეაქციის პროდუქტის მოლეკულა. შესაბამისად, რეაქციის სიჩქარე დამოკიდებულია რეაქტიული მოლეკულების შეჯახების რაოდენობაზე, ხოლო შეჯახების რაოდენობა, კერძოდ, დამოკიდებულია მოლეკულების ქაოტური თერმული მოძრაობის სიჩქარეზე. მოლეკულების სიჩქარე და, შესაბამისად, შეჯახების რაოდენობა იზრდება ტემპერატურასთან ერთად. თუმცა, მხოლოდ მოლეკულების სიჩქარის მატება არ ხსნის რეაქციის სიჩქარის ასეთ სწრაფ ზრდას ტემპერატურასთან. მართლაც, აირების მოლეკულური კინეტიკური თეორიის თანახმად, მოლეკულების საშუალო სიჩქარე პროპორციულია აბსოლუტური ტემპერატურის კვადრატული ფესვის, ანუ სისტემის ტემპერატურის 10 გრადუსით ზრდით, ვთქვათ, 300-დან 310K-მდე, მოლეკულების საშუალო სიჩქარე გაიზრდება მხოლოდ 310/300 = 1,02-ჯერ - ბევრად ნაკლები, ვიდრე ამას Van't Hoff-ის წესი მოითხოვს.
ამრიგად, რეაქციის სიჩქარის მუდმივების დამოკიდებულება ტემპერატურაზე ვერ აიხსნება მხოლოდ შეჯახების რაოდენობის ზრდით. ცხადია, აქ სხვა მნიშვნელოვანი ფაქტორი მოქმედებს. მის გამოსავლენად მივმართოთ უფრო დეტალურ ანალიზს დიდი რაოდენობით ნაწილაკების ქცევის სხვადასხვა ტემპერატურაზე. აქამდე ჩვენ ვსაუბრობდით მოლეკულების თერმული მოძრაობის საშუალო სიჩქარეზე და მის ცვლილებაზე ტემპერატურაზე, მაგრამ თუ სისტემაში ნაწილაკების რაოდენობა დიდია, მაშინ, სტატისტიკის კანონების მიხედვით, ცალკეულ ნაწილაკებს შეიძლება ჰქონდეთ სიჩქარე. და, შესაბამისად, კინეტიკური ენერგია, რომელიც მეტ-ნაკლებად გადახრილია მოცემული ტემპერატურის საშუალო მნიშვნელობიდან. ეს სიტუაცია ნაჩვენებია ნახ. (3.2), რომელიც
გვიჩვენებს, თუ როგორ ნაწილდება ნაწილები -
3.2. ნაწილაკების განაწილება კინეტიკური ენერგიით სხვადასხვა ტემპერატურაზე:
2-T 2; 3-T 3; ტი ts კინეტიკურ ენერგიაში გარკვეულ ტემპერატურაზე. განვიხილოთ, მაგალითად, მრუდი 1, რომელიც შეესაბამება Ti ტემპერატურას. სისტემაში ნაწილაკების ჯამური რაოდენობა (ჩვენ აღვნიშნავთ N 0-ით) მრუდის ქვეშ არსებული ფართობის ტოლია. ნაწილაკების მაქსიმალურ რაოდენობას, ტოლი Ni, აქვს ყველაზე სავარაუდო კინეტიკური ენერგია E 1 მოცემულ ტემპერატურაზე. ნაწილაკებს, რომელთა რიცხვი უდრის E 1 ვერტიკალურიდან მარჯვნივ მრუდის ქვეშ არსებულ ფართობს, ექნებათ უფრო მაღალი ენერგია, ხოლო ვერტიკალის მარცხნივ ფართობი შეესაბამება ნაწილაკებს E-ზე ნაკლები ენერგიით. რაც უფრო მეტად განსხვავდება კინეტიკური ენერგია საშუალოდან, მით ნაკლები ნაწილაკები აქვს მას. მოდით ავირჩიოთ, მაგალითად, ზოგიერთი ენერგია E 1-ზე მეტი). Ti ტემპერატურაზე, ნაწილაკების რაოდენობა, რომელთა ენერგია აღემატება E a მნიშვნელობას, არის ნაწილაკების მთლიანი რაოდენობის მხოლოდ მცირე ნაწილი - ეს არის გაშავებული არე 1 მრუდის ქვეშ ვერტიკალური E a-დან მარჯვნივ. თუმცა, უფრო მაღალ ტემპერატურაზე T 2, უფრო მეტ ნაწილაკს უკვე აქვს ენერგია, რომელიც აღემატება Ea-ს (მრუდი 2), ხოლო ტემპერატურის შემდგომი მატებით T 3-მდე (მრუდი 3), ენერგია E a აღმოჩნდება საშუალოსთან ახლოს. , და კინეტიკური ენერგიის ასეთ რეზერვს უკვე ექნება ყველა მოლეკულის დაახლოებით ნახევარი. რეაქციის სიჩქარე განისაზღვრება არა მოლეკულების შეჯახების საერთო რაოდენობით დროის ერთეულში, არამედ მისი ნაწილით, რომელშიც მონაწილეობენ მოლეკულები, რომელთა კინეტიკური ენერგია აღემატება გარკვეულ ზღვარს E a, რომელსაც ეწოდება რეაქციის აქტივაციის ენერგია. . ეს სავსებით გასაგები ხდება, თუ გავიხსენებთ, რომ ელემენტარული რეაქციის წარმატებით წარმართვისთვის აუცილებელია, რომ შეჯახებამ ძველი ბმები გაწყვიტოს და შექმნას პირობები ახლის ფორმირებისთვის. რა თქმა უნდა, ეს მოითხოვს ენერგიის ხარჯვას - აუცილებელია, რომ შეჯახებულ ნაწილაკებს მისი საკმარისი მარაგი ჰქონდეთ. შვედმა მეცნიერმა ს. არენიუსმა აღმოაჩინა, რომ რეაქციის სიჩქარის ზრდა ტემპერატურის მატებასთან ერთად ხდება არაწრფივი (ვან'ტ ჰოფის წესისგან განსხვავებით). არენიუსმა აღმოაჩინა, რომ უმეტეს შემთხვევაში რეაქციის სიჩქარის მუდმივი ემორჩილება განტოლებას LgK=lgA - , (3.14) რომელსაც ეწოდა არენიუსის განტოლებები. Еа - აქტივაციის ენერგია (იხ. ქვემოთ) R - მოლარული აირის მუდმივი, ტოლია 8.314 J / mol0K, T - აბსოლუტური ტემპერატურა A არის მუდმივი ან ძალიან ცოტა დამოკიდებული ტემპერატურის მნიშვნელობაზე. მას უწოდებენ სიხშირის ფაქტორს, რადგან ის დაკავშირებულია მოლეკულური შეჯახების სიხშირესთან და ალბათობასთან, რომ შეჯახება მოხდეს მოლეკულების რეაქციისთვის ხელსაყრელ ორიენტაციაზე. როგორც ჩანს (3.14) აქტივაციის ენერგია E იზრდება, სიჩქარის მუდმივია TO
მცირდება. ამიტომ, რეაქციის სიჩქარე მცირდება, როდესაც იზრდება მისი ენერგეტიკული ბარიერი (იხ. ქვემოთ). ბილეთი ნომერი 2 1) არაორგანული ნაერთების ძირითადი კლასები: ფუძეები, ოქსიდები, მჟავები, მარილები. 2)ბე - ბერილიუმი. ქიმიური თვისებები:ბერილიუმი შედარებით არარეაქტიულია ოთახის ტემპერატურაზე. კომპაქტური ფორმით, ის არ რეაგირებს წყალთან და წყლის ორთქლთან წითელ სიცხეზეც კი და არ იჟანგება ჰაერით 600 °C-მდე. როდესაც აალდება, ბერილიუმის ფხვნილი იწვის კაშკაშა ცეცხლით, წარმოქმნის ოქსიდს და ნიტრიდს. ჰალოგენები რეაგირებენ ბერილიუმთან 600 °C-ზე მაღალ ტემპერატურაზე, ხოლო ქალკოგენები საჭიროებენ უფრო მაღალ ტემპერატურას. ფიზიკური თვისებები:ბერილიუმი არის შედარებით მყარი, მაგრამ მყიფე, მოვერცხლისფრო-თეთრი ლითონი. მას აქვს ელასტიურობის მაღალი მოდული - 300 გპა (ფოლადებისთვის - 200-210 გპა). ჰაერში ის აქტიურად არის დაფარული რეზისტენტული ოქსიდის ფილმით. მაგნიუმი (მგ). ფიზიკური თვისებები:მაგნიუმი არის ვერცხლისფერი თეთრი ლითონი ექვსკუთხა გისოსით, სივრცის ჯგუფი P 63 / მმკ, გისოსის პარამეტრები a = 0,32029 ნმ, c = 0,52000 ნმ, Z = 2. ნორმალურ პირობებში, მაგნიუმის ზედაპირი დაფარულია ძლიერი დამცავი ფილმით. მაგნიუმის ოქსიდის MgO, რომელიც ნადგურდება ჰაერში დაახლოებით 600°C-მდე გაცხელებისას, რის შემდეგაც ლითონი იწვის კაშკაშა თეთრი ალით და წარმოიქმნება მაგნიუმის ოქსიდი და ნიტრიდი Mg3N2. ქიმიური თვისებები:ფხვნილი მაგნიუმის ნარევი კალიუმის პერმანგანატთან KMnO4 - ასაფეთქებელი ცხელი მაგნიუმი რეაგირებს წყალთან: Mg (დაშლა) + H2O = MgO + H2; ტუტე არ მოქმედებს მაგნიუმზე, ის ადვილად იხსნება მჟავებში წყალბადის გამოყოფით: Mg + 2HCl = MgCl2 + H2; ჰაერში გაცხელებისას მაგნიუმი იწვის და წარმოიქმნება ოქსიდი; მცირე რაოდენობით ნიტრიდი ასევე შეიძლება წარმოიქმნას აზოტთან ერთად: 2Mg + O2 = 2MgO; 3მგ + N2 = Mg3N2 ბილეთის ნომერი 3. ხსნადობა- ნივთიერების უნარი შექმნას ერთგვაროვანი სისტემები სხვა ნივთიერებებთან - ხსნარები, რომლებშიც ნივთიერება არის ცალკეული ატომების, იონების, მოლეკულების ან ნაწილაკების სახით. გაჯერებული ხსნარი- ხსნარი, რომელშიც გამხსნელმა მიაღწია მაქსიმალურ კონცენტრაციას მოცემულ პირობებში და აღარ არის ხსნადი. მოცემული ნივთიერების ნალექი წონასწორობაშია ხსნარში არსებულ ნივთიერებასთან. უჯერი ხსნარი- ხსნარი, რომელშიც გამხსნელი ნივთიერების კონცენტრაცია ნაკლებია, ვიდრე გაჯერებულ ხსნარში და რომელშიც მოცემულ პირობებში შესაძლებელია მისი კიდევ რამდენიმე დაშლა. ზეგაჯერებული ხსნარები- ხსნარები, რომლებიც ხასიათდება იმით, რომ მათში გახსნილი ნივთიერების შემცველობა აღემატება მის ნორმალურ ხსნადობას მოცემულ პირობებში. ჰენრის კანონი- კანონი, რომლის მიხედვითაც, მუდმივ ტემპერატურაზე, გაზის ხსნადობა მოცემულ სითხეში პირდაპირპროპორციულია ამ გაზის წნევის ხსნარზე. კანონი შესაფერისია მხოლოდ იდეალური გადაწყვეტილებებისთვის და დაბალი წნევისთვის. ჰენრის კანონი ჩვეულებრივ იწერება შემდეგნაირად: სადაც p არის ხსნარის ზემოთ გაზის ნაწილობრივი წნევა, c არის გაზის კონცენტრაცია ხსნარში მოლის ფრაქციებში, k არის ჰენრის კოეფიციენტი. ექსტრაქცია(გვიანდელი ლათინურიდან ექსტრაქცია - ექსტრაქცია), ექსტრაქცია, თხევადი ან მყარი ნივთიერებების ნარევის გამოყოფის პროცესი სელექციური (სელექტიური) გამხსნელების (ექსტრაქტების) გამოყენებით. ბილეთის ნომერი 4. 1)მასური წილიარის გახსნილი ნივთიერების მასის თანაფარდობა ხსნარის მთლიან მასასთან. ბინარული გადაწყვეტისთვის ω(x) = m(x) / (m(x) + m(s)) = m(x) / m სადაც ω(x) - გახსნილი ნივთიერების X მასური წილი m(x) - გახსნილი ნივთიერების მასა X, გ; m(s) არის გამხსნელის მასა S, g; m \u003d m (x) + m (s) - ხსნარის მასა, გ. 2)ალუმინის- D.I. მენდელეევის ქიმიური ელემენტების პერიოდული სისტემის მესამე პერიოდის მესამე ჯგუფის მთავარი ქვეჯგუფის ელემენტი, ატომური ნომრით 13. ბუნებაში აღმოჩენა: ბუნებრივი ალუმინი თითქმის მთლიანად შედგება ერთი სტაბილური იზოტოპისგან, 27Al, 26Al-ის კვალით, რადიოაქტიური იზოტოპი ნახევარგამოყოფის პერიოდით 720000 წელი, წარმოიქმნება ატმოსფეროში არგონის ბირთვების დაბომბვისას კოსმოსური სხივების პროტონებით. ქვითარი: იგი შედგება ალუმინის ოქსიდის Al2O3-ის დაშლაში Na3AlF6 კრიოლიტის დნობაში, რასაც მოჰყვება ელექტროლიზი მოხმარებული კოქსის ღუმელის ან გრაფიტის ელექტროდების გამოყენებით. მოპოვების ეს მეთოდი მოითხოვს დიდი რაოდენობით ელექტროენერგიას და, შესაბამისად, მოთხოვნადი იყო მხოლოდ მე-20 საუკუნეში. ალუმინოთერმია- ლითონების, არამეტალების (ასევე შენადნობების) მიღების მეთოდი მათი ოქსიდების მეტალის ალუმინის შემცირებით. ბილეთის ნომერი 5. არაელექტროლიტების ხსნარები, ორობითი ან მრავალკომპონენტიანი ბურჯი. სისტემები, რომელთა შემადგენლობა შეიძლება მუდმივად შეიცვალოს (მინიმუმ გარკვეულ ფარგლებში). ელექტროლიტური ხსნარებისგან განსხვავებით, არაელექტროლიტური ხსნარებში (მოლ. ხსნარებში) შესამჩნევ კონცენტრაციებში არ არის დამუხტული ნაწილაკები. არაელექტროლიტების ხსნარები შეიძლება იყოს მყარი, თხევადი და აირისებრი. რაულის პირველი კანონი რაულის პირველი კანონი აკავშირებს ხსნარზე გაჯერების ორთქლის წნევას მის შემადგენლობასთან; იგი ჩამოყალიბებულია შემდეგნაირად: ხსნარის კომპონენტის გაჯერებული ორთქლის ნაწილობრივი წნევა პირდაპირპროპორციულია ხსნარში მისი მოლური ფრაქციისა, ხოლო პროპორციულობის კოეფიციენტი უდრის გაჯერებული ორთქლის წნევას სუფთა კომპონენტზე. რაულის მეორე კანონი ის ფაქტი, რომ ხსნარის ორთქლის წნევა განსხვავდება სუფთა გამხსნელის ორთქლის წნევისგან, მნიშვნელოვნად მოქმედებს კრისტალიზაციისა და დუღილის პროცესებზე. რაულის პირველი კანონიდან გამომდინარეობს ორი შედეგი გაყინვის წერტილის შემცირებასთან და ხსნარების დუღილის წერტილის მატებასთან დაკავშირებით, რომლებიც, მათი კომბინირებული სახით, ცნობილია როგორც რაულის მეორე კანონი. კრიოსკოპია(ბერძნულიდან kryos - ცივი და scopeo - სახე) - ხსნარის გაყინვის წერტილის შემცირების გაზომვა სუფთა გამხსნელთან შედარებით. ვან ჰოფის წესი - ტემპერატურის ყოველი 10 გრადუსით მატებაზე, ერთგვაროვანი ელემენტარული რეაქციის სიჩქარის მუდმივი ორჯერ ოთხჯერ იზრდება. წყლის სიხისტე- წყლის ქიმიური და ფიზიკური თვისებების ერთობლიობა, რომელიც დაკავშირებულია მასში ტუტე დედამიწის ლითონების გახსნილი მარილების შემცველობასთან, ძირითადად კალციუმთან და მაგნიუმთან. ბილეთის ნომერი 6. ელექტროლიტების ხსნარები,შეიცავს იოონ-კატიონებისა და ანიონების მნიშვნელოვან კონცენტრაციებს, რომლებიც წარმოიქმნება გახსნილი ნივთიერების მოლეკულების ელექტროლიტური დისოციაციის შედეგად. ძლიერი ელექტროლიტები- ქიმიური ნაერთები, რომელთა მოლეკულები განზავებულ ხსნარებში თითქმის მთლიანად იშლება იონებად. სუსტი ელექტროლიტები- ქიმიური ნაერთები, რომელთა მოლეკულები, თუნდაც უაღრესად განზავებულ ხსნარებში, სრულად არ იშლება იონებად, რომლებიც დინამიურ წონასწორობაშია გაუნაწილებელ მოლეკულებთან. ელექტროლიტური დისოციაცია- ელექტროლიტის იონებად დაშლის პროცესი, როდესაც ის იხსნება პოლარულ გამხსნელში ან დნება. ოსტვალდის განზავების კანონი- თანაფარდობა, რომელიც გამოხატავს ორობითი სუსტი ელექტროლიტის განზავებული ხსნარის ექვივალენტური ელექტრული გამტარობის დამოკიდებულებას ხსნარის კონცენტრაციაზე: P- ელემენტები 4 ჯგუფი- ნახშირბადი, სილიციუმი, გერმანიუმი, კალა და ტყვია. ბილეთის ნომერი 7. 1) ელექტროლიტური დისოციაცია- ეს არის ნივთიერების იონებად დაშლა პოლარული გამხსნელის მოლეკულების მოქმედებით. pH = -lg. ბუფერული ხსნარები- ეს არის ხსნარები, როდესაც ემატება მჟავები ან ტუტეები, რომლებშიც მათი pH ოდნავ იცვლება. ნახშირმჟავას ფორმები: 1) საშუალო მარილები (კარბონატები), 2) მჟავე (ჰიდროკარბონატები). კარბონატები და ჰიდროკარბონატები თერმულად არასტაბილურია: CaCO3 \u003d CaO + CO2 ^, Ca (HCO3) 2 \u003d CaCO3v + CO2 ^ + H2O. ნატრიუმის კარბონატი (სოდა ნაცარი) ქიმიური მრეწველობის ერთ-ერთი მთავარი პროდუქტია. წყალხსნარში ჰიდროლიზდება რეაქციის მიხედვით Na2CO3 > 2Na+ + CO3-2, CO3-2 + H + -OH- - HCO3- + OH-. ნატრიუმის ბიკარბონატი (საცხობი სოდა) ფართოდ გამოიყენება კვების მრეწველობაში. ჰიდროლიზის გამო ხსნარს ასევე აქვს ტუტე გარემო. NaHCO3 > Na+ + HCO3-, HCO3- + H-OH - H2CO3 + OH-. სოდა ნაცარი და სასმელი სოდა ურთიერთქმედებს მჟავებთან 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. ბილეთის ნომერი 8. 1)_იონური გაცვლა ხსნარებში: Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 +H2O 2Na + CO3 + 2H + SO4 → 2Na + SO4 + CO2 + H2O CO3 + 2H → CO2 + H2O გაზის ევოლუციით: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl 2) აზოტის ქიმიური თვისებები.მხოლოდ ისეთ აქტიურ ლითონებთან, როგორიცაა ლითიუმი, კალციუმი, მაგნიუმი, აზოტი ურთიერთქმედებს შედარებით დაბალ ტემპერატურაზე გაცხელებისას. აზოტი რეაგირებს უმეტეს სხვა ელემენტებთან მაღალ ტემპერატურაზე და კატალიზატორების თანდასწრებით. კარგად არის შესწავლილი აზოტის ნაერთები ჟანგბადით N2O, NO, N2O3, NO2 და N2O5. აზოტის ფიზიკური თვისებები.აზოტი ჰაერზე ოდნავ მსუბუქია; სიმკვრივე 1,2506 კგ/მ3 (0°С-ზე და 101325 ნ/მ2 ან 760 მმ Hg), mp -209,86°С, tbp -195,8°С. აზოტი ძნელად თხევადდება: მისი კრიტიკული ტემპერატურა საკმაოდ დაბალია (-147,1°C) და კრიტიკული წნევა მაღალი, 3,39 მნ/მ2 (34,6 კგფ/სმ2); თხევადი აზოტის სიმკვრივეა 808 კგ/მ3. აზოტი წყალში ნაკლებად ხსნადია, ვიდრე ჟანგბადი: 0°C ტემპერატურაზე 23,3 გ აზოტი იხსნება 1 მ3 H2O-ში. წყალზე უკეთესი, აზოტი ხსნადია ზოგიერთ ნახშირწყალბადში. ბილეთის ნომერი 9. ჰიდროლიზი (ბერძნულიდან ჰიდრო - წყალი, ლიზი - დაშლა)ნიშნავს ნივთიერების წყლის დაშლას. მარილის ჰიდროლიზი არის მარილის წყალთან შექცევადი ურთიერთქმედება, რაც იწვევს სუსტი ელექტროლიტის წარმოქმნას. წყალი, თუმცა მცირე რაოდენობით, ანაწილებს: H 2 O H + + OH -. ნატრიუმის ქლორიდი H2O H+ + OH–, Na+ + Cl– + H2O Na+ + Cl– + H+ + OH–, NaCl + H2O (რეაქციის გარეშე) ნეიტრალური ნატრიუმის კარბონატი + HOH + OH–, 2Na+ + + H2O + OH–, Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH ტუტე ალუმინის ქლორიდი Al3+ + HOH AlOH2+ + H+, Al3+ + 3Cl– + H2O AlОH2+ + 2Cl– + H+ + Cl–, AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl მჟავე ტემპერატურის ეფექტი მოლეკულური შეჯახების რაოდენობაზე შეიძლება ნაჩვენები იყოს მოდელის გამოყენებით. პირველ მიახლოებაში ტემპერატურის ზემოქმედება რეაქციის სიჩქარეზე განისაზღვრება van't Hoff-ის წესით (ფორმულირებულია J. Kh. van't Hoff-ის მიერ მრავალი რეაქციის ექსპერიმენტული შესწავლის საფუძველზე): სადაც g - tტემპერატურული კოეფიციენტი, მნიშვნელობების აღება 2-დან 4-მდე. რეაქციის სიჩქარის ტემპერატურაზე დამოკიდებულების ახსნა მისცა ს. არენიუსმა. რეაქტიული მოლეკულების ყოველი შეჯახება არ იწვევს რეაქციას, არამედ მხოლოდ ყველაზე ძლიერ შეჯახებას.
მხოლოდ მოლეკულებს, რომლებსაც აქვთ ჭარბი კინეტიკური ენერგია, შეუძლიათ ქიმიური რეაქცია. ს. არენიუსმა გამოთვალა აქტიური (ანუ რეაქციამდე მიმყვანი) რეაქციაში მყოფი ნაწილაკების a შეჯახების პროპორცია, ტემპერატურის მიხედვით: - a = exp(-E/RT). და მოიტანეს არენიუსის განტოლებარეაქციის სიჩქარის მუდმივობისთვის: სადაც k o და E d დამოკიდებულია რეაგენტების ბუნებაზე. E არის ენერგია, რომელიც უნდა მიეცეს მოლეკულებს, რათა მათ ურთიერთქმედება, ე.წ აქტივაციის ენერგია.
k \u003d k o e -E / RT
