ქიმიური რეაქციის სიჩქარის დამოკიდებულება ტემპერატურაზე. ვან ჰოფის წესი

ბილეთი #2

1) არაორგანული ნაერთების ძირითადი კლასები: ფუძეები, ოქსიდები, მჟავები, მარილები.

2)ბე – ბერილიუმი.

ქიმიური თვისებები:ბერილიუმი შედარებით ნაკლებად რეაქტიულია ოთახის ტემპერატურაზე. მისი კომპაქტური ფორმით, ის არ რეაგირებს წყალთან და 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 კიდევ 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 მდგრადი 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 გამძლე დამცავი ფილმით. მაგნიუმის ოქსიდის MgO, რომელიც ნადგურდება ჰაერში დაახლოებით 600 °C-მდე გაცხელებისას, რის შემდეგაც ლითონი იწვის დამაბრმავებელი თეთრი ალით და წარმოიქმნება მაგნიუმის ოქსიდი და ნიტრიდი Mg3N2.

ქიმიური თვისებები:ფხვნილი მაგნიუმის ნარევი კალიუმის პერმანგანატთან KMnO4 - ფეთქებადი

ცხელი მაგნიუმი რეაგირებს წყალთან:

Mg (დეკ.) + H2O = MgO + H2;

ტუტეები არ მოქმედებს მაგნიუმზე, ის ადვილად იხსნება მჟავებში, გამოყოფს წყალბადს:

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

ბილეთი No3. ხსნადობა- ნივთიერების უნარი შექმნას ერთგვაროვანი სისტემები სხვა ნივთიერებებთან - ხსნარები, რომლებშიც ნივთიერება გვხვდება ცალკეული ატომების, იონების, მოლეკულების ან ნაწილაკების სახით.

გაჯერებული ხსნარი- ხსნარი, რომელშიც გამხსნელმა მოცემულ პირობებში მიაღწია მაქსიმალურ კონცენტრაციას და აღარ იხსნება. ამ ნივთიერების ნალექი წონასწორობაშია ხსნარში არსებულ ნივთიერებასთან.

უჯერი ხსნარი- ხსნარი, რომელშიც გახსნილი ნივთიერების კონცენტრაცია ნაკლებია, ვიდრე გაჯერებულ ხსნარში და რომელშიც მოცემულ პირობებში შესაძლებელია მისი მეტის დაშლა.

ზეგაჯერებული ხსნარები- ხსნარები, რომლებიც ხასიათდება იმით, რომ მათში გახსნილი ნივთიერების შემცველობა აღემატება მოცემულ პირობებში მის ნორმალურ ხსნადობას.

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 გაზის ნაწილობრივი წნევა ხსნარზე,

c არის გაზის კონცენტრაცია ხსნარში მოლის ფრაქციებში,

კ - ჰენრის კოეფიციენტი.

ექსტრაქცია(გვიან ლათინურიდან extractio - ექსტრაქცია), ექსტრაქცია, თხევადი ან მყარი ნივთიერებების ნარევის გამოყოფის პროცესი სელექციური გამხსნელების (ექსტრაქტანტების) გამოყენებით.

ბილეთი No4. 1)მასური წილიეს არის გამხსნელი ნივთიერების მასის თანაფარდობა ხსნარის მთლიან მასასთან. ბინარული გადაწყვეტისთვის

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

სადაც ω(x) არის გახსნილი ნივთიერების X მასური წილი

m(x) - გახსნილი ნივთიერების მასა X, გ;

მ(ს) - გამხსნელის მასა S, გ;

m = 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, რომლის ნახევარგამოყოფის პერიოდი 720,000 წელია, წარმოიქმნება ატმოსფეროში, როდესაც არგონის ბირთვები დაბომბეს კოსმოსური სხივების პროტონებით.

ქვითარი:

იგი შედგება ალუმინის ოქსიდის Al2O3 დაშლისგან გამდნარ კრიოლიტში Na3AlF6, რასაც მოჰყვება ელექტროლიზი მოხმარებული კოქსის ან გრაფიტის ელექტროდების გამოყენებით. წარმოების ეს მეთოდი დიდ ელექტროენერგიას მოითხოვს და ამიტომ პოპულარული გახდა მხოლოდ მე-20 საუკუნეში.

ალუმინოთერმია- ლითონების, არამეტალების (ასევე შენადნობების) წარმოების მეთოდი მათი ოქსიდების მეტალის ალუმინის შემცირებით.

ბილეთი No5. არაელექტროლიტების ხსნარები, ორობითი ან მრავალკომპონენტიანი მოლი. სისტემები, რომელთა შემადგენლობა შეიძლება მუდმივად შეიცვალოს (მინიმუმ გარკვეულ ფარგლებში). ელექტროლიტების ხსნარებისგან განსხვავებით, არაელექტროლიტების ხსნარები (მოლ. ხსნარები) არ შეიცავს დამუხტულ ნაწილაკებს რაიმე შესამჩნევი კონცენტრაციით. არაელექტროლიტების ხსნარები შეიძლება იყოს მყარი, თხევადი და აირისებრი.

რაულის პირველი კანონი

რაულის პირველი კანონი აკავშირებს ხსნარის ზემოთ გაჯერებული ორთქლის წნევას მის შემადგენლობასთან; იგი ჩამოყალიბებულია შემდეგნაირად:

ხსნარის კომპონენტის გაჯერებული ორთქლის ნაწილობრივი წნევა პირდაპირპროპორციულია ხსნარში მისი მოლური ფრაქციისა, პროპორციულობის კოეფიციენტით ტოლია გაჯერებული ორთქლის წნევა სუფთა კომპონენტის ზემოთ.

რაულის მეორე კანონი

ის ფაქტი, რომ ხსნარის ზემოთ ორთქლის წნევა განსხვავდება სუფთა გამხსნელის ზემოთ არსებული ორთქლის წნევისგან, მნიშვნელოვნად მოქმედებს კრისტალიზაციისა და დუღილის პროცესებზე. რაულის პირველი კანონიდან გამომდინარეობს ორი შედეგი გაყინვის წერტილის შემცირებასთან და ხსნარების დუღილის წერტილის ზრდასთან დაკავშირებით, რომლებიც კომბინირებული სახით ცნობილია როგორც რაულის მეორე კანონი.

კრიოსკოპია(ბერძნულიდან kryos - ცივი და scopeo - ვუყურებ) - 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 დედამიწის ტუტე ლითონების გახსნილი მარილების შემცველობასთან, ძირითადად კალციუმთან და მაგნიუმთან.

ბილეთი No6. ელექტროლიტური ხსნარები,შეიცავს გახსნილი ნივთიერების მოლეკულების ელექტროლიტური დისოციაციის შედეგად წარმოქმნილ იონ-კატიონებისა და ანიონების შესამჩნევ კონცენტრაციებს.

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 წონასწორობაში არიან გაუნაწილებელ მოლეკულებთან.

ელექტროლიტური დისოციაცია- ელექტროლიტის იონებად დაშლის პროცესი, როდესაც ის იხსნება პოლარულ გამხსნელში ან დნობის დროს.

ოსტვალდის განზავების კანონი- ურთიერთობა, რომელიც გამოხატავს ორობითი სუსტი ელექტროლიტის განზავებული ხსნარის ექვივალენტური ელექტრული გამტარობის დამოკიდებულებას ხსნარის კონცენტრაციაზე:

ჯგუფი 4 P-ელემენტები- ნახშირბადი, სილიციუმი, გერმანიუმი, კალა და ტყვია.

ბილეთი No7. 1) ელექტროლიტური დისოციაცია- ეს არის ნივთიერების იონებად დაშლა პოლარული გამხსნელის მოლეკულების გავლენით.

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 = CaO + CO2^,

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

ნატრიუმის კარბონატი (სოდა ნაცარი) ქიმიური მრეწველობის ერთ-ერთი მთავარი პროდუქტია. წყალხსნარში ჰიდროლიზდება რეაქციის მიხედვით

Na2СО3 > 2Nа+ + СО3-2,

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 საცხობი სოდა ურთიერთქმედებენ მჟავებთან

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.

ბილეთი No8. 1)_იონური გაცვლა ხსნარებში:

Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 +H2O

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

CO3 + 2H → CO2 + H2O

C გაზის გამოშვება: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl

2) აზოტის ქიმიური თვისებები.შედარებით დაბალ ტემპერატურაზე გაცხელებისას აზოტი ურთიერთქმედებს მხოლოდ ისეთ აქტიურ ლითონებთან, როგორიცაა ლითიუმი, კალციუმი, მაგნიუმი. 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°C-ზე და 101325 ნ/მ2 ან 760 მმ Hg), დნობის წერტილი -209,86°C, დუღილის წერტილი -195,8°C. აზოტი ძნელად თხევადდება: მისი კრიტიკული ტემპერატურა საკმაოდ დაბალია (-147,1 °C) და კრიტიკული წნევა მაღალია 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. ზოგიერთ ნახშირწყალბადში აზოტი უკეთ იხსნება, ვიდრე წყალში.

ბილეთი No9. ჰიდროლიზი (ბერძნულიდან ჰიდრო - წყალი, ლიზი - დაშლა)ნიშნავს ნივთიერების წყლის დაშლას. მარილის ჰიდროლიზი არის მარილის შექცევადი რეაქცია წყალთან, 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 მჟავა

6070104 მიმართულების სტუდენტებისთვის „საზღვაო და მდინარის ტრანსპორტი“

სპეციალობები

"გემის ელექტრომოწყობილობისა და ავტომატიზაციის მოწყობილობების ექსპლუატაცია",

მიმართულებები 6.050702 „ელექტრომექანიკა“ სპეციალობა

"სატრანსპორტო საშუალებების ელექტრო სისტემები და კომპლექსები",

"ელექტრომექანიკური ავტომატიზაციის სისტემები და ელექტროძრავა"

სრულ განაკვეთზე და ნახევარ განაკვეთზე განათლების ფორმები

ტირაჟი_____ ასლი ხელმოწერილია გამოსაქვეყნებლად _____________.

Შეკვეთის ნომერი.________. ტომი 1.08 გვ.

გამომცემლობა „ქერჩის სახელმწიფო საზღვაო ტექნოლოგიური უნივერსიტეტი“

98309 ქერჩი, ორჯონიკიძე, 82.

ვანტ ჰოფის წესი. არენიუსის განტოლება.

ვან ჰოფის ცერი წესის მიხედვით, რომელიც ჩამოყალიბებულია დაახლოებით 1880 წელს, უმეტესი რეაქციების სიჩქარე იზრდება 2-4-ჯერ ტემპერატურის 10-გრადუსიანი მატებით, თუ რეაქცია განხორციელდება ოთახის ტემპერატურასთან ახლოს. 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 წუთი.

ჩვენ უკვე ვიცით, რომ ნებისმიერ მუდმივ ტემპერატურაზე რეაქციის სიჩქარე აღწერილია ემპირიული კინეტიკური განტოლებით, რომელიც უმეტეს შემთხვევაში (გარდა ძალიან რთული მექანიზმის მქონე რეაქციებისა) არის სიჩქარის მუდმივის პროდუქტი და რეაგენტების კონცენტრაცია სიმძლავრეებში ტოლი რეაქციის თანმიმდევრობა. რეაგენტების კონცენტრაციები პრაქტიკულად დამოუკიდებელია ტემპერატურისგან და ბრძანებები, როგორც გამოცდილება გვიჩვენებს, ასევე დამოუკიდებელია. შესაბამისად, სიჩქარის მუდმივები პასუხისმგებელნი არიან რეაქციის სიჩქარის მკვეთრ დამოკიდებულებაზე ტემპერატურაზე. ჩვეულებრივ ხასიათდება სიჩქარის მუდმივის დამოკიდებულება ტემპერატურაზე რეაქციის სიჩქარის ტემპერატურის კოეფიციენტი, რომელიც არის სიჩქარის მუდმივების თანაფარდობა 10 გრადუსით განსხვავებულ ტემპერატურაზე

და რომელიც ვან'ტ ჰოფის წესით არის დაახლოებით 2-4.

შევეცადოთ ავხსნათ რეაქციის სიჩქარის ტემპერატურული კოეფიციენტების დაკვირვებული მაღალი მნიშვნელობები გაზების ფაზაში ერთგვაროვანი რეაქციის მაგალითის გამოყენებით აირების მოლეკულური კინეტიკური თეორიის თვალსაზრისით. იმისთვის, რომ ურთიერთმოქმედი აირების მოლეკულებმა ერთმანეთთან რეაგირება მოახდინოს, აუცილებელია მათი შეჯახება, რომლის დროსაც ზოგიერთი ბმა იშლება და სხვები წარმოიქმნება, რის შედეგადაც ჩნდება ახალი მოლეკულა - რეაქციის პროდუქტის მოლეკულა. შესაბამისად, რეაქციის სიჩქარე დამოკიდებულია რეაქტიული მოლეკულების შეჯახების რაოდენობაზე, ხოლო შეჯახების რაოდენობაზე, კერძოდ, მოლეკულების ქაოტური თერმული მოძრაობის სიჩქარეზე. მოლეკულების სიჩქარე და, შესაბამისად, შეჯახების რაოდენობა იზრდება ტემპერატურასთან ერთად. თუმცა, მხოლოდ მოლეკულების სიჩქარის ზრდა არ ხსნის რეაქციის სიჩქარის ასეთ სწრაფ ზრდას ტემპერატურასთან. მართლაც, აირების მოლეკულური კინეტიკური თეორიის მიხედვით, მოლეკულების საშუალო სიჩქარე პროპორციულია აბსოლუტური ტემპერატურის კვადრატული ფესვის, ანუ, როდესაც სისტემის ტემპერატურა იზრდება 10 გრადუსით, ვთქვათ, 300-დან 310 K-მდე, საშუალოდ. მოლეკულების სიჩქარე გაიზრდება მხოლოდ 310/300 = 1,02-ჯერ - ბევრად ნაკლები ვიდრე ამას ვან'ტ ჰოფის წესი მოითხოვს.

ამრიგად, მხოლოდ შეჯახების რაოდენობის ზრდა ვერ ხსნის რეაქციის სიჩქარის მუდმივთა ტემპერატურულ დამოკიდებულებას. ცხადია, აქ სხვა მნიშვნელოვანი ფაქტორი მოქმედებს. მის გასახსნელად, მოდით 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 გამოსახულია ნახ. (3.2), რომელიც

გვიჩვენებს, თუ როგორ ნაწილდება ნაწილები -

3.2. ნაწილაკების განაწილება კინეტიკური ენერგიით სხვადასხვა ტემპერატურაზე:

2-T 2; 3-T 3; ტი

cy კინეტიკური ენერგიით გარკვეულ ტემპერატურაზე. განვიხილოთ, მაგალითად, მრუდი 1, რომელიც შეესაბამება Ti ტემპერატურას. სისტემაში ნაწილაკების ჯამური რაოდენობა (მოდით ავღნიშნოთ N 0) მრუდის ქვეშ არსებული ფართობის ტოლია. ნაწილაკების მაქსიმალურ რაოდენობას, ტოლი Ni, აქვს ყველაზე სავარაუდო კინეტიკური ენერგია E 1 მოცემულ ტემპერატურაზე. ნაწილაკებს, რომელთა რიცხვი უდრის მრუდის ქვეშ არსებულ ფართობს ვერტიკალური E 1-ის მარჯვნივ, ექნებათ უფრო მეტი ენერგია, ხოლო ვერტიკალის მარცხნივ ფართობი შეესაბამება E-ზე ნაკლები ენერგიის მქონე ნაწილაკებს.

რაც უფრო მეტად განსხვავდება კინეტიკური ენერგია საშუალოდან, მით ნაკლები ნაწილაკები აქვს მას. ავირჩიოთ, მაგალითად, ენერგია E a, E1-ზე მეტი). Ti ტემპერატურაზე, ნაწილაკების რაოდენობა, რომელთა ენერგია აღემატება E a-ს მნიშვნელობას, არის ნაწილაკების მთლიანი რაოდენობის მხოლოდ მცირე ნაწილი - ეს არის გაშავებული არე 1 მრუდის ქვეშ ვერტიკალური E a-ს 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 მთლიანი რაოდენობით დროის ერთეულზე, 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 აქტის წარმატებით წარმოქმნისთვის აუცილებელია, რომ შეჯახებისას ძველი ბმები გაწყდეს და შეიქმნას პირობები ახლის ფორმირებისთვის. რა თქმა უნდა, ეს მოითხოვს ენერგიის დახარჯვას - შეჯახებულ ნაწილაკებს მისი საკმარისი მარაგი უნდა 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.

E a - აქტივაციის ენერგია (იხ. ქვემოთ)

R არის მოლური აირის მუდმივი ტოლი 8.314 J/mol0K,

T - აბსოლუტური ტემპერატურა

A არის მუდმივი ან ძალიან მცირე ტემპერატურაზე დამოკიდებული მნიშვნელობა. მას უწოდებენ სიხშირის ფაქტორს, რადგან ის დაკავშირებულია მოლეკულური შეჯახების სიხშირესთან და ალბათობასთან, რომ შეჯახება ხდება მაშინ, როდესაც მოლეკულები ორიენტირებულია რეაქციისთვის ხელსაყრელი გზით. როგორც ჩანს (3.14) აქტივაციის ენერგიის გაზრდით E a სიჩქარის მუდმივია TO მცირდება. შესაბამისად, რეაქციის სიჩქარე მცირდება მისი ენერგეტიკული ბარიერის მატებასთან ერთად (იხ. ქვემოთ).

სადაც g არის tტემპერატურული კოეფიციენტი, რომელიც იღებს მნიშვნელობებს 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 ჭარბი კინეტიკური ენერგიის მქონე მოლეკულებს შეუძლიათ ქიმიური რეაქციები.

ს. არენიუსმა გამოთვალა აქტიური (ე.ი. რეაქციამდე მიმყვანი) ნაწილაკების შეჯახების ფრაქცია a, ტემპერატურის მიხედვით: - a = exp(-E/RT). და გამოიყვანეს არენიუსის განტოლება რეაქციის სიჩქარის მუდმივობისთვის:

k = koe-E/RT

სადაც ko და E d დამოკიდებულია რეაგენტების ბუნებაზე. E არის ენერგია, რომელიც უნდა მიეცეს მოლეკულებს, რათა მათ ურთიერთქმედება, ე.წ აქტივაციის ენერგია.

ვანტ ჰოფის წესი- ემპირიული წესი, რომელიც საშუალებას იძლევა, როგორც პირველი მიახლოება, შეფასდეს ტემპერატურის გავლენა ქიმიური რეაქციის სიჩქარეზე მცირე ტემპერატურის დიაპაზონში (ჩვეულებრივ 0 °C-დან 100 °C-მდე). J. H. Van't Hoff-მა მრავალი ექსპერიმენტის საფუძველზე ჩამოაყალიბა შემდეგი წესი:

აქტივაციის ენერგიაქიმიასა და ბიოლოგიაში - ენერგიის მინიმალური რაოდენობა, რომელიც საჭიროა სისტემისთვის გადაცემისთვის (ქიმიაში გამოხატული ჯოულებით თითო მოლზე) რეაქციის წარმოქმნისთვის. ტერმინი შემოიღო სვანტე ავგუსტ არენიუსმა. რეაქციის ენერგიის ტიპიური აღნიშვნა ეა.

გააქტიურების ენტროპია განიხილება, როგორც განსხვავება გარდამავალი მდგომარეობის ენტროპიასა და რეაქტანტების ძირითადი მდგომარეობას შორის. იგი განისაზღვრება ძირითადად ნაწილაკების თავისუფლების მთარგმნელობითი და ბრუნვის ხარისხის დაკარგვით გააქტიურებული კომპლექსის წარმოქმნის დროს. მნიშვნელოვანი ცვლილებები (თავისუფლების ვიბრაციული ხარისხი) ასევე შეიძლება მოხდეს, თუ გააქტიურებული კომპლექსი გარკვეულწილად უფრო მჭიდროდ არის შეფუთული, ვიდრე რეაგენტები.

ასეთი გადასვლის აქტივაციის ენტროპია დადებითია.

გააქტიურების ენტროპია დამოკიდებულია ბევრ ფაქტორზე. როდესაც ბიმოლეკულური რეაქციის დროს ორი საწყისი ნაწილაკი უერთდება გარდამავალ მდგომარეობას, ორი ნაწილაკების მთარგმნელობითი და ბრუნვის ენტროპია მცირდება ერთი ნაწილაკების შესაბამისი მნიშვნელობებამდე; ვიბრაციული ენტროპიის უმნიშვნელო ზრდა საკმარისი არ არის ამ ეფექტის კომპენსაციისთვის.

აქტივაციის ენტროპიები არსებითად უფრო მეტად განსხვავდება სტრუქტურის მიხედვით, ვიდრე ენთალპიები. აქტივაციის ენტროპიები უმეტეს შემთხვევაში კარგად ეთანხმება ფასისა და ჰამეტის წესს. ამ სერიას ასევე აქვს განსაკუთრებული მნიშვნელობა, რომ სილაპის ენტროპიის ზრდა შეიძლება ზუსტად გამოითვალოს შესაბამისი ნახშირწყალბადების ცნობილი აბსოლუტური ენტროპიებიდან.

ქიმიური რეაქციის სიჩქარის დამოკიდებულება ტემპერატურაზე განისაზღვრება ვან ჰოფის წესით.

ჰოლანდიელი ქიმიკოსი ვან ჰოფ იაკობ ჰენდრიკი, სტერეოქიმიის ფუძემდებელი, გახდა პირველი ნობელის პრემიის ლაურეატი ქიმიაში 1901 წელს. იგი მას მიენიჭა ქიმიური დინამიკისა და ოსმოსური წნევის კანონების აღმოჩენისთვის. ვან'ტ ჰოფმა წარმოადგინა იდეები ქიმიური ნივთიერებების სივრცითი სტრუქტურის შესახებ. ის დარწმუნებული იყო, რომ ქიმიაში ფუნდამენტური და გამოყენებითი კვლევების პროგრესის მიღწევა შესაძლებელია ფიზიკური და მათემატიკური მეთოდების გამოყენებით. რეაქციის სიჩქარის თეორიის შემუშავების შემდეგ მან შექმნა ქიმიური კინეტიკა.

ქიმიური რეაქციის სიჩქარე

ამრიგად, ქიმიური რეაქციების კინეტიკა არის წარმოშობის სიჩქარის შესწავლა, რა ქიმიური ურთიერთქმედება ხდება რეაქციის პროცესში და რეაქციების დამოკიდებულება სხვადასხვა ფაქტორებზე. სხვადასხვა რეაქციას აქვს სხვადასხვა სიხშირე.

ქიმიური რეაქციის სიჩქარეპირდაპირ დამოკიდებულია რეაქციაში შემავალი ქიმიური ნივთიერებების ბუნებაზე. ზოგიერთ ნივთიერებას, როგორიცაა NaOH და HCl, შეუძლია რეაგირება წამში. და ზოგიერთი ქიმიური რეაქცია წლების განმავლობაში გრძელდება. ასეთი რეაქციის მაგალითია რკინის ჟანგი.

რეაქციის სიჩქარე ასევე დამოკიდებულია რეაგენტების კონცენტრაციაზე. რაც უფრო მაღალია რეაგენტების კონცენტრაცია, მით უფრო მაღალია რეაქციის სიჩქარე. რეაქციის დროს რეაგენტების კონცენტრაცია მცირდება, შესაბამისად, რეაქციის სიჩქარე ნელდება. ანუ საწყის მომენტში სიჩქარე ყოველთვის უფრო მაღალია, ვიდრე ნებისმიერ მომდევნო მომენტში.

V = (C დასასრული – დასაწყისიდან)/(t დასასრული – t დაწყება)

რეაგენტის კონცენტრაცია განისაზღვრება გარკვეული დროის ინტერვალებით.

ვანტ ჰოფის წესი

მნიშვნელოვანი ფაქტორი, რომელზეც რეაქციების სიჩქარეა დამოკიდებული, არის ტემპერატურა.

ყველა მოლეკულა ეჯახება სხვებს. წამში ზემოქმედების რაოდენობა ძალიან მაღალია. მაგრამ, მიუხედავად ამისა, ქიმიური რეაქციები არ ხდება დიდი სიჩქარით. ეს იმიტომ ხდება, რომ რეაქციის დროს მოლეკულები უნდა შეიკრიბონ გააქტიურებულ კომპლექსში. და მხოლოდ აქტიურ მოლეკულებს შეუძლიათ, რომელთა კინეტიკური ენერგიაც საკმარისია ამისათვის. აქტიური მოლეკულების მცირე რაოდენობით რეაქცია ნელა მიმდინარეობს. ტემპერატურის მატებასთან ერთად იზრდება აქტიური მოლეკულების რაოდენობა. შესაბამისად, რეაქციის სიჩქარე უფრო მაღალი იქნება.

ვან ჰოფს სჯეროდა, რომ ქიმიური რეაქციის სიჩქარე არის მორეაქტიული ნივთიერებების კონცენტრაციის ბუნებრივი ცვლილება დროის ერთეულზე. მაგრამ ის ყოველთვის არ არის ერთგვაროვანი.

ვან'ტ ჰოფის წესში ნათქვამია ტემპერატურის ყოველი 10° მატებასთან ერთად ქიმიური რეაქციის სიჩქარე 2-4-ჯერ იზრდება .

მათემატიკურად, ვან ჰოფის წესი ასე გამოიყურება:

სად V 2 t 2, ა ვ 1 - რეაქციის სიჩქარე ტემპერატურაზე t 1;

ɣ - რეაქციის სიჩქარის ტემპერატურის კოეფიციენტი. ეს კოეფიციენტი არის სიჩქარის მუდმივების თანაფარდობა ტემპერატურაზე t+10და ტ.

ასე რომ, თუ ɣ = 3 და 0 o C-ზე რეაქცია გრძელდება 10 წუთი, შემდეგ 100 o C-ზე გაგრძელდება მხოლოდ 0,01 წამი. ქიმიური რეაქციის სიჩქარის მკვეთრი ზრდა აიხსნება ტემპერატურის მატებასთან ერთად აქტიური მოლეკულების რაოდენობის ზრდით.

Van't Hoff-ის წესი გამოიყენება მხოლოდ 10-400 o C ტემპერატურის დიაპაზონში. რეაქციები, რომლებშიც დიდი მოლეკულები მონაწილეობენ, არ ემორჩილება ვანტ ჰოფის წესს.

რეაქციის სიჩქარის მუდმივი არის ტემპერატურის ფუნქცია; ტემპერატურის ზრდა ზოგადად ზრდის სიჩქარის მუდმივობას. ტემპერატურის გავლენის გათვალისწინების პირველი მცდელობა გააკეთა ვანტ ჰოფმა, 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, როდესაც ტემპერატურა იზრდება 10 გრადუსით რეაქციის სიჩქარის მუდმივი ტემპერატურის კოეფიციენტიγ. მათემატიკურად, ვან ჰოფის წესი შეიძლება დაიწეროს შემდეგნაირად:

(II.30)

თუმცა, ვან ჰოფის 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

აშკარაა, რომ 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 (ე.ი. გამოიწვევს რეაქციას) მხოლოდ იმ შემთხვევაში, თუ შეჯახებულ მოლეკულებს ექნებათ გარკვეული რაოდენობის ენერგია - აქტივაციის ენერგია.

აქტივაციის ენერგია არის მინიმალური ენერგია, რომელიც მოლეკულებს უნდა ჰქონდეთ, სანამ მათ შეჯახებამ შეიძლება 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 ყოველი 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 სივრცითი კონფიგურაციის აგების საჭიროებით. ატომების გააქტიურებულ კომპლექსში და გადაანაწილეთ ელექტრონის სიმკვრივე. ამრიგად, საწყისი მდგომარეობიდან საბოლოო მდგომარეობისკენ მიმავალ გზაზე სისტემამ უნდა გადალახოს რაიმე სახის ენერგეტიკული ბარიერი. რეაქციის აქტივაციის ენერგია დაახლოებით უდრის გააქტიურებული კომპლექსის საშუალო ენერგიის ჭარბს რეაგენტების საშუალო ენერგეტიკულ დონეზე. ცხადია, თუ პირდაპირი რეაქცია ეგზოთერმულია, მაშინ საპირისპირო რეაქციის E "A აქტივაციის ენერგია უფრო მაღალია, ვიდრე პირდაპირი რეაქციის E A აქტივაციის ენერგია. წინა 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 out არის საწყისი ნივთიერებების ნაწილაკების საშუალო ენერგია, E cont 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 ენერგიაზე - არენიუსის განტოლება. ვან ჰოფის იზობარის განტოლების მიხედვით,

ვინაიდან წონასწორობის მუდმივი არის წინა და საპირისპირო რეაქციების სიჩქარის მუდმივების თანაფარდობა, ჩვენ შეგვიძლია გადავიწეროთ გამოხატულება (II.31) შემდეგნაირად:

(II.32)

რეაქციის ΔHº ენთალპიის ცვლილების წარმოდგენით, როგორც განსხვავება ორ მნიშვნელობას E 1 და E 2 შორის, ვიღებთ:

(II.33)

(II.34)

აქ C არის რაღაც მუდმივი. C = 0-ის დადგენის შემდეგ 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 შებრუნებულ 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 წრფივად არის დამოკიდებული შებრუნებულ ტემპერატურაზე (ნახ. 2.7); აქტივაციის ენერგიის E A სიდიდე და A წინა ექსპონენციალური ფაქტორის ლოგარითმი შეიძლება განისაზღვროს გრაფიკულად (სწორი ხაზის დახრილობის კუთხის ტანგენტი აბსცისის ღერძზე და სწორი ხაზით მოწყვეტილი სეგმენტი ორდინატულ ღერძზე ).

რეაქციის აქტივაციის ენერგიისა და სიჩქარის მუდმივის ცოდნა ნებისმიერ T1 ტემპერატურაზე, არენიუსის განტოლების გამოყენებით, შეგიძლიათ გამოთვალოთ სიჩქარის მუდმივი მნიშვნელობა ნებისმიერ ტემპერატურაზე T2:

(II.39)