Stała szybkości reakcji jest funkcją temperatury; Wzrost temperatury zazwyczaj zwiększa stałą szybkości. Pierwszą próbę uwzględnienia wpływu temperatury podjął Van't Hoff, który sformułował następującą praktyczną zasadę:
Wraz ze wzrostem temperatury o każde 10 stopni stała szybkości elementarnej reakcji chemicznej wzrasta 2–4 razy.
Wartość pokazująca, ile razy wzrasta stała szybkości, gdy temperatura wzrasta o 10 stopni współczynnik temperaturowy stałej szybkości reakcjiγ. Matematycznie regułę van't Hoffa można zapisać w następujący sposób:
(II.30)
Jednakże reguła Van't Hoffa ma zastosowanie tylko w wąskim zakresie temperatur, ponieważ współczynnik temperaturowy szybkości reakcji γ sam w sobie jest funkcją temperatury; w bardzo wysokich i bardzo niskich temperaturach γ staje się równe jedności (tj. szybkość reakcji chemicznej przestaje zależeć od temperatury).
Równanie Arrheniusa
Jest oczywiste, że oddziaływanie cząstek następuje podczas ich zderzeń; jednakże liczba zderzeń cząsteczek jest bardzo duża i gdyby każde zderzenie prowadziło do chemicznego oddziaływania cząstek, wszystkie reakcje przebiegałyby niemal natychmiast. Arrhenius postulował, że zderzenia cząsteczek będą skuteczne (tj. doprowadzą do reakcji) tylko wtedy, gdy zderzające się cząsteczki będą miały określoną ilość energii – energii aktywacji.
Energia aktywacji to minimalna energia, jaką muszą posiadać cząsteczki, aby ich zderzenie mogło doprowadzić do interakcji chemicznej.
Rozważmy ścieżkę jakiejś elementarnej reakcji
A + B ––> C
Ponieważ chemiczne oddziaływanie cząstek wiąże się z rozrywaniem starych wiązań chemicznych i tworzeniem nowych, uważa się, że każda reakcja elementarna przebiega przez utworzenie jakiegoś niestabilnego związku pośredniego zwanego aktywowanym kompleksem:
A ––> K # ––> B
Tworzenie aktywowanego kompleksu zawsze wymaga wydatku określonej ilości energii, co spowodowane jest po pierwsze odpychaniem powłok elektronowych i jąder atomowych w momencie zbliżania się cząstek, a po drugie koniecznością skonstruowania określonej konfiguracji przestrzennej atomów w aktywowanym kompleksie i redystrybucję gęstości elektronów. Zatem w drodze od stanu początkowego do stanu końcowego układ musi pokonać jakąś barierę energetyczną. Energia aktywacji reakcji jest w przybliżeniu równa nadwyżce średniej energii aktywowanego kompleksu nad średnim poziomem energii reagentów. Oczywiście, jeśli reakcja bezpośrednia jest egzotermiczna, wówczas energia aktywacji reakcji odwrotnej E „A jest wyższa niż energia aktywacji reakcji bezpośredniej E A. Energie aktywacji reakcji do przodu i do tyłu są ze sobą powiązane poprzez zmianę energii wewnętrznej podczas reakcji, co można zilustrować wykorzystując diagramy reakcji energetyczno-chemicznych (rys. 2.5).
Ryż. 2.5. Wykres energetyczny reakcji chemicznej. E out to średnia energia cząstek substancji wyjściowych, E cont to średnia energia cząstek produktów reakcji.
Ponieważ temperatura jest miarą średniej energii kinetycznej cząstek, wzrost temperatury prowadzi do wzrostu proporcji cząstek, których energia jest równa lub większa od energii aktywacji, co prowadzi do wzrostu stałej szybkości reakcji (rys. 2.6):
Ryż. 2.6. Rozkład energii cząstek. Tutaj nE/N jest ułamkiem cząstek o energii E; E i - średnia energia cząstek w temperaturze T i (T 1< T 2 < T 3).
Rozważmy termodynamiczne wyprowadzenie wyrażenia opisującego zależność stałej szybkości reakcji od temperatury i energii aktywacji - równanie Arrheniusa. Zgodnie z równaniem izobary van't Hoffa,
Ponieważ stała równowagi jest stosunkiem stałych szybkości reakcji do przodu i do tyłu, możemy przepisać wyrażenie (II.31) w następujący sposób:
(II.32)
Przedstawiając zmianę entalpii reakcji ΔHº jako różnicę między dwiema wartościami E 1 i E 2, otrzymujemy:
(II.33)
(II.34)
Tutaj C jest pewną stałą. Zakładając, że C = 0, otrzymujemy równanie Arrheniusa, gdzie E A jest energią aktywacji:
Po nieokreślonym całkowaniu wyrażenia (II.35) otrzymujemy równanie Arrheniusa w postaci całkowej:
(II.36)
(II.37)
Ryż. 2.7. Zależność logarytmu stałej szybkości reakcji chemicznej od temperatury odwrotnej.
Tutaj A jest stałą całkowania. Z równania (II.37) łatwo jest wykazać fizyczne znaczenie współczynnika przedwykładniczego A, który jest równy stałej szybkości reakcji w temperaturze dążącej do nieskończoności. Jak widać z wyrażenia (II.36), logarytm stałej szybkości zależy liniowo od odwrotnej temperatury (ryc. 2.7); wielkość energii aktywacji E A i logarytm współczynnika przedwykładniczego A można wyznaczyć graficznie (styczna kąta nachylenia prostej do osi odciętej i odcinka odciętego przez prostą na osi rzędnych ).
Znając energię aktywacji reakcji oraz stałą szybkości w dowolnej temperaturze T1, korzystając z równania Arrheniusa, można obliczyć wartość stałej szybkości w dowolnej temperaturze T2:
(II.39)
Zależność szybkości reakcji od temperatury określa w przybliżeniu empiryczna reguła Van't Hoffa: Przy każdej zmianie temperatury o 10 stopni szybkość większości reakcji zmienia się 2-4 razy.
Matematycznie regułę van't Hoffa wyraża się w następujący sposób:
gdzie v(T2) i v(T1) to odpowiednio szybkości reakcji w temperaturach T2 i T1 (T2 > T1);
γ-temperaturowy współczynnik szybkości reakcji.
Wartość γ dla reakcji endotermicznej jest większa niż dla reakcji egzotermicznej. W przypadku wielu reakcji γ mieści się w zakresie 2-4.
Fizyczne znaczenie wartości γ polega na tym, że pokazuje, ile razy zmienia się szybkość reakcji wraz ze zmianą temperatury na każde 10 stopni.
Ponieważ szybkość reakcji i stała szybkości reakcji chemicznej są wprost proporcjonalne, wyrażenie (3.6) często zapisuje się w następującej postaci:
(3.7)
gdzie k(T2), k(T1) są odpowiednio stałymi szybkości reakcji
w temperaturach T2 i T1;
γ jest współczynnikiem temperaturowym szybkości reakcji.
Przykład 8. O ile stopni należy podnieść temperaturę, aby szybkość reakcji wzrosła 27 razy? Współczynnik temperaturowy reakcji wynosi 3.
Rozwiązanie. Używamy wyrażenia (3.6):
Otrzymujemy: 27 = , = 3, DT = 30.
Odpowiedź: 30 stopni.
Szybkość reakcji i czas jej trwania są odwrotnie proporcjonalne: im większe v, tym więcej
mniej niż t. Matematycznie wyraża się to zależnością
Przykład 9. W temperaturze 293 K reakcja przebiega w ciągu 2 minut. Ile czasu zajmie zajście tej reakcji w temperaturze 273 K, jeśli γ = 2.
Rozwiązanie. Z równania (3.8) wynika:
.
Używamy równania (3.6), ponieważ 
Otrzymujemy:
min.
Odpowiedź: 8 minut.
Reguła Van't Hoffa ma zastosowanie do ograniczonej liczby reakcji chemicznych. Wpływ temperatury na szybkość procesów często określa się za pomocą równania Arrheniusa.
Równanie Arrheniusa . W 1889 r. szwedzki naukowiec S. Arre-1ius na podstawie eksperymentów wyprowadził równanie nazwane jego imieniem
gdzie k jest stałą szybkości reakcji;
k0 - współczynnik przedwykładniczy;
e jest podstawą logarytmu naturalnego;
Ea jest stałą zwaną energią aktywacji, określoną przez naturę reagentów:
R jest uniwersalną stałą gazową równą 8,314 J/mol×K.
Wartości Ea dla reakcji chemicznych wahają się od 4 do 400 kJ/mol.
Wiele reakcji charakteryzuje się pewną barierą energetyczną. Aby to pokonać, konieczna jest energia aktywacji - pewien nadmiar energii (w porównaniu ze szkodliwą energią cząsteczek w danej temperaturze), jaką muszą posiadać cząsteczki, aby ich zderzenie było skuteczne, czyli doprowadziło do powstania nowego substancja. Wraz ze wzrostem temperatury liczba aktywnych cząsteczek gwałtownie rośnie, co prowadzi do gwałtownego wzrostu szybkości reakcji.
Generalnie, jeśli temperatura reakcji zmienia się z T1 na T2, równanie (3.9) po logarytmie przyjmuje postać:
. (3.10)
To równanie pozwala obliczyć energię aktywacji reakcji przy zmianie temperatury z T1 do T2.
Szybkość reakcji chemicznych wzrasta w obecności katalizatora. Działanie katalizatora polega na tym, że tworzy z odczynnikami niestabilne związki pośrednie (aktywowane kompleksy), których rozkład prowadzi do powstania produktów reakcji. W tym przypadku energia aktywacji maleje, a cząsteczki, których energia była niewystarczająca do przeprowadzenia reakcji przy braku katalizatora, stają się aktywne. W rezultacie zwiększa się całkowita liczba aktywnych cząsteczek i zwiększa się szybkość reakcji.
Zmianę szybkości reakcji w obecności katalizatora wyraża następujące równanie:
, (3.11)
gdzie vcat i Ea(cat) to prędkość i energia aktywacji reakcji chemicznej w obecności katalizatora;
v i Ea to prędkość i energia aktywacji reakcji chemicznej bez katalizatora.
Przykład 10. Energia aktywacji określonej reakcji bez katalizatora wynosi 75,24 kJ/mol, z katalizatorem - 50,14 kJ/mol. Ile razy zwiększy się szybkość reakcji w obecności katalizatora, jeśli reakcja zachodzi w temperaturze 298 K? Rozwiązanie. Skorzystajmy z równania (3.11). Podstawianie danych do równania
dla studentów kierunku 6070104 „Transport morski i rzeczny”
specjalności
„Eksploatacja urządzeń elektrycznych i automatyki statku”,
kierunki 6.050702 Specjalność „Elektromechanika”.
„Układy i zespoły elektryczne pojazdów”,
„Elektromechaniczne układy automatyki i napęd elektryczny”
formy kształcenia w trybie stacjonarnym i niestacjonarnym
Nakład______ egzemplarzy Podpisano do publikacji_____________.
Nr zamówienia.________. Tom 1,08 p.l.
Wydawnictwo „Kercz Państwowy Morski Uniwersytet Technologiczny”
98309 Kercz, Ordzhonikidze, 82.
Reguła Van't Hoffa. Równanie Arrheniusa.
Zgodnie z praktyczną zasadą van't Hoffa, sformułowaną około 1880 r., szybkość większości reakcji wzrasta 2-4-krotnie przy wzroście temperatury o 10 stopni, jeśli reakcję prowadzi się w temperaturze zbliżonej do temperatury pokojowej. Na przykład okres półtrwania gazowego tlenku azotu (V) w temperaturze 35°C wynosi około 85 minut, w temperaturze 45°C około 22 minut. a w temperaturze 55°C – około 8 minut.
Wiemy już, że w dowolnej stałej temperaturze szybkość reakcji opisuje empiryczne równanie kinetyczne, które w większości przypadków (z wyjątkiem reakcji o bardzo złożonym mechanizmie) jest iloczynem stałej szybkości i stężenia reagentów w potęgach równych kolejność reakcji. Stężenia odczynników są praktycznie niezależne od temperatury i kolejność, jak pokazuje doświadczenie, jest również niezależna. W konsekwencji stałe szybkości są odpowiedzialne za ostrą zależność szybkości reakcji od temperatury. Charakteryzuje się zazwyczaj zależność stałej szybkości od temperatury współczynnik temperaturowy szybkości reakcji, który jest stosunkiem stałych szybkości w temperaturach różniących się o 10 stopni
i który zgodnie z regułą Van't Hoffa wynosi w przybliżeniu 2-4.
Spróbujmy wyjaśnić zaobserwowane wysokie wartości współczynników temperaturowych szybkości reakcji na przykładzie reakcji jednorodnej w fazie gazowej z punktu widzenia molekularnej teorii kinetyki gazów. Aby cząsteczki oddziałujących gazów ze sobą zareagowały, konieczne jest ich zderzenie, w wyniku którego niektóre wiązania zostają zerwane i powstają inne, w wyniku czego pojawia się nowa cząsteczka – cząsteczka produktu reakcji. W konsekwencji szybkość reakcji zależy od liczby zderzeń cząsteczek reagentów, a liczba zderzeń w szczególności od prędkości chaotycznego ruchu termicznego cząsteczek. Prędkość cząsteczek, a co za tym idzie, liczba zderzeń, wzrasta wraz z temperaturą. Jednak tylko wzrost prędkości cząsteczek nie wyjaśnia tak szybkiego wzrostu szybkości reakcji wraz ze wzrostem temperatury. Rzeczywiście, zgodnie z molekularną teorią kinetyczną gazów, średnia prędkość cząsteczek jest proporcjonalna do pierwiastka kwadratowego temperatury bezwzględnej, tj. gdy temperatura układu wzrośnie o 10 stopni, powiedzmy od 300 do 310 K, średnia prędkość cząsteczek wzrośnie tylko o 310/300 = 1,02 razy - znacznie mniej niż wymaga tego reguła Van't Hoffa.
Zatem sam wzrost liczby zderzeń nie może wyjaśnić zależności temperaturowej stałych szybkości reakcji. Oczywiście wpływa tu jeszcze jeden ważny czynnik. Aby to odkryć, przejdźmy do bardziej szczegółowej analizy zachowania dużej liczby cząstek w różnych temperaturach. Do tej pory mówiliśmy o średniej prędkości ruchu termicznego cząsteczek i jej zmianie wraz z temperaturą, ale jeśli liczba cząstek w układzie jest duża, to zgodnie z prawami statystyki poszczególne cząstki mogą mieć prędkość i odpowiednio energia kinetyczna, która w większym lub mniejszym stopniu odbiega od wartości średniej dla danej temperatury. Sytuacja ta jest przedstawiona na ryc. (3.2), który
pokazuje, jak rozmieszczone są części -
3.2. Rozkład cząstek według energii kinetycznej w różnych temperaturach:
2-T2; 3-T3; Ti cy przez energię kinetyczną w określonej temperaturze. Rozważmy na przykład krzywą 1 odpowiadającą temperaturze Ti. Całkowita liczba cząstek w układzie (oznaczmy ją jako N 0) jest równa polu pod krzywą. Maksymalna liczba cząstek równa Ni ma najbardziej prawdopodobną energię kinetyczną E 1 dla danej temperatury. Cząstki, których liczba jest równa polu pod krzywą na prawo od pionu E 1, będą miały wyższą energię, a pole na lewo od pionu odpowiada cząstkom o energii mniejszej niż E Im bardziej energia kinetyczna różni się od średniej, tym mniej cząstek ją posiada. Wybierzmy na przykład jakąś energię E a, większą niż E 1). W temperaturze Ti liczba cząstek, których energia przekracza wartość E a, stanowi tylko niewielką część całkowitej liczby cząstek – jest to zaczerniony obszar pod krzywą 1 na prawo od pionu E a. Jednak w wyższej temperaturze T 2 więcej cząstek ma już energię przekraczającą E a (krzywa 2), a wraz z dalszym wzrostem temperatury do T 3 (krzywa 3) energia E a okazuje się bliska średniej , a taka rezerwa energii kinetycznej będzie już miała około połowy wszystkich cząsteczek. Szybkość reakcji nie jest określona przez całkowitą liczbę zderzeń cząsteczek w jednostce czasu, ale przez tę jej część, w której biorą udział cząsteczki, których energia kinetyczna przekracza pewną granicę E a, zwaną energią aktywacji reakcji. Staje się to całkiem zrozumiałe, jeśli przypomnimy sobie, że dla pomyślnego zajścia elementarnego aktu reakcji konieczne jest, aby podczas zderzenia stare wiązania zostały zerwane i powstały warunki do powstania nowych. Oczywiście wymaga to zużycia energii – zderzające się cząstki muszą mieć jej wystarczający zapas. Szwedzki naukowiec S. Arrhenius stwierdził, że wzrost szybkości większości reakcji wraz ze wzrostem temperatury zachodzi nieliniowo (w przeciwieństwie do reguły Van't Hoffa). Arrhenius stwierdził, że w większości przypadków stała szybkości reakcji jest zgodna z równaniem LgK=lgA - , (3,14) który został nazwany Równania Arrheniusa. E a - energia aktywacji (patrz poniżej) R jest stałą molową gazu równą 8,314 J/mol°K, T - temperatura bezwzględna A jest wartością stałą lub bardzo mało zależną od temperatury. Nazywa się go współczynnikiem częstotliwości, ponieważ jest związany z częstotliwością zderzeń molekularnych i prawdopodobieństwem wystąpienia zderzenia, gdy cząsteczki są zorientowane w sposób sprzyjający reakcji. Jak widać z (3.14), wraz ze wzrostem energii aktywacji E a stała szybkości DO
maleje. W konsekwencji szybkość reakcji maleje wraz ze wzrostem bariery energetycznej (patrz poniżej). Bilet nr 2 1) GŁÓWNE KLASY ZWIĄZKÓW NIEORGANICZNYCH: Zasady, tlenki, kwasy, sole. 2) Bądź – beryl. Właściwości chemiczne: beryl jest stosunkowo mało reaktywny w temperaturze pokojowej. W swojej zwartej formie nie reaguje z wodą i parą nawet w temperaturach czerwonego ciepła i nie utlenia się w powietrzu do 600°C. Po zapaleniu proszek berylu pali się jasnym płomieniem, wytwarzając tlenek i azotek. Halogeny reagują z berylem w temperaturach powyżej 600°C, a chalkogeny wymagają jeszcze wyższych temperatur. Właściwości fizyczne: Beryl jest stosunkowo twardym, ale kruchym, srebrzystobiałym metalem. Posiada wysoki moduł sprężystości – 300 GPa (dla stali – 200-210 GPa). Na powietrzu jest aktywnie pokryty trwałą warstwą tlenku Magnez (Mg). Właściwości fizyczne: Magnez jest srebrzystobiałym metalem o siatce sześciokątnej, grupie przestrzennej P 63/mmc, parametrach sieci a = 0,32029 nm, c = 0,52000 nm, Z = 2. W normalnych warunkach powierzchnia magnezu pokryta jest trwałą folią ochronną tlenku magnezu MgO, który ulega zniszczeniu pod wpływem ogrzewania na powietrzu do temperatury około 600°C, po czym metal spala się oślepiającym białym płomieniem, tworząc tlenek i azotek magnezu Mg3N2. Właściwości chemiczne: Mieszanka sproszkowanego magnezu z nadmanganianem potasu KMnO4 – wybuchowa Gorący magnez reaguje z wodą: Mg (rozkład) + H2O = MgO + H2; Zasady nie wpływają na magnez, łatwo rozpuszczają się w kwasach, wydzielając wodór: Mg + 2HCl = MgCl2 + H2; Po podgrzaniu na powietrzu magnez spala się, tworząc tlenek; z azotem może również tworzyć się niewielka ilość azotku: 2Mg + O2 = 2MgO; 3Mg + N2 = Mg3N2 Bilet nr 3. Rozpuszczalność- zdolność substancji do tworzenia jednorodnych układów z innymi substancjami - roztwory, w których substancja występuje w postaci pojedynczych atomów, jonów, cząsteczek lub cząstek. Roztwór nasycony- roztwór, w którym substancja rozpuszczona w danych warunkach osiągnęła maksymalne stężenie i przestała się rozpuszczać. Osad tej substancji pozostaje w równowadze z substancją w roztworze. Roztwór nienasycony- roztwór, w którym stężenie substancji rozpuszczonej jest mniejsze niż w roztworze nasyconym i w którym w danych warunkach można rozpuścić jej więcej. Roztwory przesycone- roztwory charakteryzujące się tym, że zawartość w nich substancji rozpuszczonej jest większa niż odpowiadająca jej normalnej rozpuszczalności w danych warunkach. Prawo Henry’ego- prawo, zgodnie z którym w stałej temperaturze rozpuszczalność gazu w danej cieczy jest wprost proporcjonalna do ciśnienia tego gazu nad roztworem. Prawo to dotyczy tylko rozwiązań idealnych i niskich ciśnień. Prawo Henry'ego zwykle zapisuje się w następujący sposób: Gdzie p jest ciśnieniem cząstkowym gazu nad roztworem, c to stężenie gazu w roztworze w ułamkach molowych, k - współczynnik Henry'ego. Ekstrakcja(od późn. łac. Extractio – ekstrakcja), ekstrakcja, proces rozdzielania mieszaniny substancji ciekłych lub stałych za pomocą selektywnych rozpuszczalników (ekstrahentów). Bilet nr 4. 1)Ułamek masowy Jest to stosunek masy substancji rozpuszczonej do całkowitej masy roztworu. Dla rozwiązania binarnego ω(x) = m(x) / (m(x) + m(s)) = m(x) / m gdzie ω(x) jest ułamkiem masowym rozpuszczonej substancji X m(x) - masa rozpuszczonej substancji X, g; m(s) - masa rozpuszczalnika S, g; m = m(x) + m(s) - masa roztworu, g. 2)Aluminium- element głównej podgrupy trzeciej grupy trzeciego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa, o liczbie atomowej 13. Znalezienie w naturze: Naturalne aluminium składa się prawie wyłącznie z jednego stabilnego izotopu 27Al ze śladami 26Al, radioaktywnego izotopu o okresie półtrwania wynoszącego 720 000 lat, powstającego w atmosferze podczas bombardowania jąder argonu protonami promieniowania kosmicznego. Paragon: Polega na rozpuszczeniu tlenku glinu Al2O3 w stopionym kriolicie Na3AlF6, a następnie elektrolizie przy użyciu elektrod koksowniczych lub grafitowych. Ta metoda produkcji wymaga dużej ilości energii elektrycznej, dlatego stała się popularna dopiero w XX wieku. Aluminotermia- sposób wytwarzania metali, niemetali (a także stopów) poprzez redukcję ich tlenków metalicznym aluminium. Bilet nr 5. ROZTWORY NIEELEKTROLITÓW, binarny lub wieloskładnikowy mol. systemów, których skład może się zmieniać w sposób ciągły (przynajmniej w pewnych granicach). W przeciwieństwie do roztworów elektrolitów, roztwory nieelektrolitów (roztwory molowe) nie zawierają naładowanych cząstek w zauważalnych stężeniach. roztwory nieelektrolitów mogą być stałe, ciekłe i gazowe. Pierwsze prawo Raoulta Pierwsze prawo Raoulta wiąże prężność pary nasyconej nad roztworem z jego składem; jest sformułowany w następujący sposób: Ciśnienie cząstkowe pary nasyconej składnika roztworu jest wprost proporcjonalne do jego ułamka molowego w roztworze, przy czym współczynnik proporcjonalności jest równy ciśnieniu pary nasyconej nad czystym składnikiem. Drugie prawo Raoulta Fakt, że prężność pary nad roztworem różni się od prężności pary nad czystym rozpuszczalnikiem, znacząco wpływa na procesy krystalizacji i wrzenia. Z pierwszego prawa Raoulta wynikają dwie konsekwencje dotyczące obniżenia temperatury zamarzania i wzrostu temperatury wrzenia roztworów, które w ich połączonej postaci są znane jako drugie prawo Raoulta. Krioskopia(z greckiego kryos – zimno i Scopeo – patrzę) – pomiar spadku temperatury zamarzania roztworu w porównaniu do czystego rozpuszczalnika. Reguła Van't Hoffa - na każde 10 stopni wzrostu temperatury stała szybkości jednorodnej reakcji elementarnej wzrasta od dwóch do czterech razy Twardość wody- zespół właściwości chemiczno-fizycznych wody związanych z zawartością rozpuszczonych soli metali ziem alkalicznych, głównie wapnia i magnezu. Bilet nr 6. ROZTWORY ELEKTROLITÓW, zawierają zauważalne stężenia jonów-kationów i anionów powstałych w wyniku dysocjacji elektrolitycznej cząsteczek rozpuszczonej substancji. Silne elektrolity- związki chemiczne, których cząsteczki w rozcieńczonych roztworach są prawie całkowicie zdysocjowane na jony. Słabe elektrolity- związki chemiczne, których cząsteczki nawet w bardzo rozcieńczonych roztworach nie ulegają całkowitej dysocjacji na jony będące w równowadze dynamicznej z cząsteczkami niezdysocjowanymi. Dysocjacja elektrolityczna- proces rozkładu elektrolitu na jony podczas jego rozpuszczania w polarnym rozpuszczalniku lub podczas topienia. Prawo rozcieńczeń Ostwalda- zależność wyrażającą zależność zastępczej przewodności elektrycznej rozcieńczonego roztworu binarnego słabego elektrolitu od stężenia roztworu: Grupa 4 Pierwiastki P– węgiel, krzem, german, cyna i ołów. Bilet nr 7. 1) Dysocjacja elektrolityczna- Jest to rozkład substancji na jony pod wpływem cząsteczek polarnego rozpuszczalnika. pH = -lg. Roztwory buforowe– są to roztwory, do których dodaje się kwasy lub zasady, a których pH zmienia się nieznacznie. Formy kwasu węglowego: 1) sole średnie (węglany), 2) kwaśny (węglowodory). Węglany i węglowodory są niestabilne termicznie: CaCO3 = CaO + CO2^, Ca(HCO3)2 = CaCO3v + CO2^ + H2O. Węglan sodu (soda kalcynowana) to jeden z głównych produktów przemysłu chemicznego. W roztworze wodnym hydrolizuje zgodnie z reakcją Na2СО3 > 2Nа+ + СО3-2, CO3-2 + H+-OH- - HCO3- + OH-. Soda oczyszczona (soda oczyszczona) – szeroko stosowana w przemyśle spożywczym. W wyniku hydrolizy roztwór ma również środowisko zasadowe NaHCO3 > Na+ + HCO3-,HCO3- + H-OH - H2CO3 + OH-. Soda kalcynowana i soda oczyszczona oddziałują z kwasami Na2СО3 + 2НCl - 2NаСl + 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. Bilet nr 8. 1)_wymiana jonowa w roztworach: Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 +H2O 2Na + CO3 + 2H + SO4 → 2Na + SO4 + CO2 + H2O CO3 + 2H → CO2 + H2O Uwalnianie gazu C: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl 2) Właściwości chemiczne azotu. Azot oddziałuje tylko z takimi aktywnymi metalami jak lit, wapń, magnez po podgrzaniu do stosunkowo niskich temperatur. Azot reaguje z większością innych pierwiastków w wysokich temperaturach i w obecności katalizatorów. Dobrze zbadano związki azotu z tlenem N2O, NO, N2O3, NO2 i N2O5. Właściwości fizyczne azotu. Azot jest nieco lżejszy od powietrza; gęstość 1,2506 kg/m3 (w 0°C i 101325 n/m2 lub 760 mm Hg), temperatura topnienia -209,86°C, temperatura wrzenia -195,8°C. Azot skrapla się z trudem: jego temperatura krytyczna jest dość niska (-147,1°C), a ciśnienie krytyczne wysokie 3,39 Mn/m2 (34,6 kgf/cm2); Gęstość ciekłego azotu wynosi 808 kg/m3. Azot jest słabiej rozpuszczalny w wodzie niż tlen: w temperaturze 0°C w 1 m3 H2O rozpuszcza się 23,3 g azotu. Azot rozpuszcza się w niektórych węglowodorach lepiej niż w wodzie. Bilet nr 9. Hydroliza (od greckiego hydro – woda, liza – rozkład) oznacza rozkład substancji przez wodę. Hydroliza soli to odwracalna reakcja soli z wodą, prowadząca do powstania słabego elektrolitu. Woda, choć w niewielkim stopniu, dysocjuje: H 2 O H + + OH – . Chlorek sodu H2O H+ + OH–, Na+ + Cl– + H2O Na+ + Cl– + H+ + OH–, NaCl + H2O (brak reakcji) Neutralny Węglan sodu + HOH + OH–, 2Na+ + + H2O + OH–, Na2CO3 + H2O NaHCО3 + NaOH Zasadowy Chlorek glinu Al3+ + HOH AlOH2+ + H+, Al3+ + 3Cl– + H2O AlОH2+ + 2Cl– + H+ + Cl–, AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl Kwas Wpływ temperatury na liczbę zderzeń molekularnych można pokazać za pomocą modelu. W pierwszym przybliżeniu wpływ temperatury na szybkość reakcji określa reguła Van't Hoffa (sformułowana przez J.H. Van't Hoffa na podstawie eksperymentalnych badań wielu reakcji): gdzie g jest współczynnikiem temperaturowym, przyjmującym wartości od 2 do 4. Wyjaśnienia zależności szybkości reakcji od temperatury podał S. Arrhenius. Nie każde zderzenie cząsteczek reagentów prowadzi do reakcji, ale tylko najsilniejsze zderzenia.
Tylko cząsteczki posiadające nadmiar energii kinetycznej są zdolne do reakcji chemicznych. S. Arrhenius obliczył udział aktywnych (tj. prowadzących do reakcji) zderzeń reagujących cząstek a w zależności od temperatury: - a = exp(-E/RT). i wyprowadzono Równanie Arrheniusa dla stałej szybkości reakcji: gdzie k o i E d zależą od charakteru odczynników. E to energia, jaką należy przekazać cząsteczkom, aby mogły wejść w interakcję, tzw energia aktywacji.
k = ko e -E/RT
