Bileta numër 2
1) KLASET KRYESORE TË PËRBËRJEVE INORGANIKE: Bazat, oksidet, acidet, kripërat.
2) Be – berilium.
Karakteristikat kimike: beriliumi është relativisht pak reaktiv në temperaturën e dhomës. Në formën e tij kompakte, nuk reagon me ujin dhe avullin edhe në temperatura të kuqe të nxehtësisë dhe nuk oksidohet nga ajri deri në 600 °C. Kur ndizet, pluhuri i beriliumit digjet me një flakë të ndritshme, duke prodhuar oksid dhe nitrid. Halogjenët reagojnë me beriliumin në temperatura mbi 600 °C dhe kalkogjenët kërkojnë temperatura edhe më të larta.
Vetitë fizike: Beriliumi është një metal relativisht i fortë, por i brishtë me ngjyrë argjendi të bardhë. Ka një modul të lartë elasticiteti - 300 GPa (për çeliqet - 200-210 GPa). Në ajër mbulohet në mënyrë aktive me një film oksidi të qëndrueshëm
Magnezi (Mg). Vetitë fizike: Magnezi është një metal i bardhë në argjend me një rrjetë gjashtëkëndore, grupi hapësinor P 63/mmc, parametrat e rrjetës a = 0,32029 nm, c = 0,52000 nm, Z = 2. Në kushte normale, sipërfaqja e magnezit mbulohet me një film mbrojtës të qëndrueshëm i oksidit të magnezit MgO, i cili shkatërrohet kur nxehet në ajër në afërsisht 600 °C, pas së cilës metali digjet me një flakë të bardhë verbuese për të formuar oksid magnezi dhe nitrid Mg3N2.
Karakteristikat kimike: Një përzierje e magnezit pluhur me permanganat kaliumi KMnO4 - shpërthyes
Magnezi i nxehtë reagon me ujin:
Mg (dek.) + H2O = MgO + H2;
Alkalet nuk ndikojnë në magnez; ai tretet lehtësisht në acide, duke lëshuar hidrogjen:
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2;
Kur nxehet në ajër, magnezi digjet për të formuar një oksid; një sasi e vogël nitride mund të formohet gjithashtu me azot:
2Mg + O2 = 2MgO;
3Mg + N2 = Mg3N2
Bileta nr.3. Tretshmëria- aftësia e një lënde për të formuar sisteme homogjene me substanca të tjera - tretësirat në të cilat substanca gjendet në formën e atomeve, joneve, molekulave ose grimcave individuale.
Zgjidhje e ngopur- një tretësirë në të cilën substanca e tretur në kushte të dhëna ka arritur përqendrimin e saj maksimal dhe nuk tretet më. Precipitati i kësaj substance është në ekuilibër me substancën në tretësirë.
Zgjidhje e pangopur- një tretësirë në të cilën përqendrimi i substancës së tretur është më i vogël se në një tretësirë të ngopur dhe në të cilën në kushtet e dhëna mund të tretet një pjesë më e madhe e saj.
Tretësira të mbingopura- Tretësira të karakterizuara nga fakti se përmbajtja e substancës së tretur në to është më e madhe se ajo që korrespondon me tretshmërinë e saj normale në kushte të dhëna.
Ligji i Henrit- ligji sipas të cilit, në një temperaturë konstante, tretshmëria e një gazi në një lëng të caktuar është drejtpërdrejt proporcionale me presionin e këtij gazi mbi tretësirën. Ligji është i përshtatshëm vetëm për zgjidhje ideale dhe presione të ulëta.
Ligji i Henrit zakonisht shkruhet si më poshtë:
Ku p është presioni i pjesshëm i gazit mbi tretësirën,
c është përqendrimi i gazit në tretësirë në fraksione të një moli,
k - koeficienti i Henrit.
Nxjerrja(nga latinishtja e vonë ekstraktio - nxjerrje), nxjerrja, procesi i ndarjes së një përzierjeje substancash të lëngshme ose të ngurta duke përdorur tretës (ekstraktues) selektivë.
Bileta nr 4. 1)Pjesa masive Ky është raporti i masës së substancës së tretur me masën totale të tretësirës. Për një zgjidhje binare
ω(x) = m(x) / (m(x) + m(s)) = m(x) / m
ku ω(x) është pjesa masive e substancës X të tretur
m(x) - masa e substancës së tretur X, g;
m(s) - masa e tretësit S, g;
m = m(x) + m(s) - masa e tretësirës, g.
2)Alumini- një element i nëngrupit kryesor të grupit të tretë të periudhës së tretë të sistemit periodik të elementeve kimike të D. I. Mendeleev, me numër atomik 13.
Gjetja në natyrë:
Alumini natyror përbëhet pothuajse tërësisht nga një izotop i vetëm i qëndrueshëm, 27Al, me gjurmë të 26Al, një izotop radioaktiv me një gjysmë jetëgjatësi prej 720,000 vjetësh i prodhuar në atmosferë kur bërthamat e argonit bombardohen nga protonet e rrezeve kozmike.
Faturë:
Ai përbëhet nga shpërbërja e oksidit të aluminit Al2O3 në kriolitin e shkrirë Na3AlF6, i ndjekur nga elektroliza duke përdorur koks të konsumueshëm ose elektroda grafiti. Kjo metodë e prodhimit kërkon shumë energji elektrike, dhe për këtë arsye u bë e njohur vetëm në shekullin e 20-të.
Aluminotermia- një metodë për prodhimin e metaleve, jometaleve (si dhe lidhjeve) duke reduktuar oksidet e tyre me alumin metalik.
Bileta nr 5. ZGJIDHJE TË JO ELEKTROLITEVE, mol binar ose shumëkomponent. sisteme, përbërja e të cilave mund të ndryshojë vazhdimisht (të paktën brenda kufijve të caktuar). Ndryshe nga tretësirat e elektroliteve, tretësirat e joelektroliteve (mol. tretësirat) nuk përmbajnë grimca të ngarkuara në ndonjë përqendrim të dukshëm. tretësirat e jo-elektroliteve mund të jenë të ngurta, të lëngëta dhe të gazta.
Ligji i parë i Raoult
Ligji i parë i Raoult lidh presionin e avullit të ngopur mbi një tretësirë me përbërjen e tij; është formuluar si më poshtë:
Presioni i pjesshëm i avullit të ngopur të një përbërësi tretësirë është drejtpërdrejt proporcional me fraksionin e tij mol në tretësirë, me koeficientin e proporcionalitetit të barabartë me presionin e avullit të ngopur mbi përbërësin e pastër.
Ligji i dytë i Raoult
Fakti që presioni i avullit mbi tretësirën është i ndryshëm nga presioni i avullit mbi tretësin e pastër ndikon ndjeshëm në proceset e kristalizimit dhe vlimit. Nga ligji i parë i Raoult-it rrjedhin dy pasoja në lidhje me uljen e pikës së ngrirjes dhe rritjen e pikës së vlimit të tretësirave, të cilat në formën e tyre të kombinuar njihen si ligji i dytë i Raoult-it.
Krioskopia(nga greqishtja kryos - ftohtë dhe scopeo - shikoj) - matja e uljes së pikës së ngrirjes së një tretësire në krahasim me një tretës të pastër.
Rregulli i Van't Hoff - Për çdo 10 gradë rritje të temperaturës, konstanta e shpejtësisë së një reaksioni elementar homogjen rritet dy deri në katër herë.
Fortësia e ujit- një grup i vetive kimike dhe fizike të ujit që lidhen me përmbajtjen e kripërave të tretura të metaleve alkaline tokësore, kryesisht kalciumit dhe magnezit.
Bileta nr 6. ZGJIDHJE ELEKTROLITIKE, përmbajnë përqëndrime të dukshme të joneve-kationeve dhe anioneve të formuara si rezultat i shpërbërjes elektrolitike të molekulave të substancës së tretur.
Elektrolite të forta- Përbërjet kimike, molekulat e të cilave në tretësirat e holluara janë pothuajse plotësisht të shpërbëra në jone.
Elektrolite të dobëta- komponimet kimike, molekulat e të cilave, edhe në tretësira shumë të holluara, nuk shpërndahen plotësisht në jone që janë në ekuilibër dinamik me molekulat e padisocuara.
Disociimi elektrolitik- procesi i zbërthimit të një elektroliti në jone kur ai shpërndahet në një tretës polar ose gjatë shkrirjes.
Ligji i hollimit të Ostwald- një marrëdhënie që shpreh varësinë e përçueshmërisë elektrike ekuivalente të një tretësire të holluar të një elektroliti të dobët binar nga përqendrimi i tretësirës:
Grupi 4 P-elementet– karboni, silikoni, germaniumi, kallaji dhe plumbi.
Bileta nr 7. 1) Shpërbërja elektrolitike- Ky është zbërthimi i një lënde në jone nën ndikimin e molekulave të tretësit polare.
pH = -lg.
Zgjidhjet tampon– këto janë tretësira kur shtohen acide ose alkale, të cilave pH ndryshon pak.
Format e acidit karbonik:
1) kripëra mesatare (karbonate),
2) acid (hidrokarbonate).
Karbonatet dhe hidrokarbonatet janë termikisht të paqëndrueshëm:
CaCO3 = CaO + CO2^,
Ca(HCO3)2 = CaCO3v + CO2^ + H2O.
Karbonati i natriumit (sod hiri) është një nga produktet kryesore të industrisë kimike. Në tretësirë ujore hidrolizohet sipas reaksionit
Na2СО3 > 2Nа+ + СО3-2,
CO3-2 + H+-OH- - HCO3- + OH-.
Bikarbonat natriumi (sodë buke) – përdoret gjerësisht në industrinë ushqimore. Për shkak të hidrolizës, tretësira gjithashtu ka një mjedis alkalik
NaHCO3 > Na+ + HCO3-,HCO3- + H-OH - H2CO3 + OH-.
Hiri i sodës dhe soda e bukës ndërveprojnë me acidet
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.
Bileta nr 8. 1) shkëmbimi i joneve në tretësirë:
Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 +H2O
2Na + CO3 + 2H + SO4 → 2Na + SO4 + CO2 + H2O
CO3 + 2H → CO2 + H2O
Çlirimi i gazit C: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl
2) Vetitë kimike të azotit. Azoti ndërvepron vetëm me metale të tilla aktive si litium, kalcium, magnez kur nxehet në temperatura relativisht të ulëta. Azoti reagon me shumicën e elementeve të tjerë në temperatura të larta dhe në prani të katalizatorëve. Përbërjet e azotit me oksigjen N2O, NO, N2O3, NO2 dhe N2O5 janë studiuar mirë.
Vetitë fizike të azotit. Azoti është pak më i lehtë se ajri; dendësia 1,2506 kg/m3 (në 0°C dhe 101325 n/m2 ose 760 mm Hg), pika e shkrirjes -209,86°C, pika e vlimit -195,8°C. Azoti lëngëzohet me vështirësi: temperatura e tij kritike është mjaft e ulët (-147,1 ° C) dhe presioni kritik është i lartë 3,39 Mn/m2 (34,6 kgf/cm2); Dendësia e azotit të lëngët është 808 kg/m3. Azoti është më pak i tretshëm në ujë sesa oksigjeni: në 0°C 23,3 g azot tretet në 1 m3 H2O. Azoti është i tretshëm në disa hidrokarbure më mirë se në ujë.
Bileta nr. 9. Hidroliza (nga greqishtja hidro - ujë, lizë - dekompozim) nënkupton zbërthimin e një lënde nga uji. Hidroliza e kripës është reagimi i kthyeshëm i kripës me ujë, duke çuar në formimin e një elektroliti të dobët.
Uji, megjithëse në një masë të vogël, veçon:
H 2 O H + + OH – .
Klorur natriumi H2O H+ + OH–,
Na+ + Cl– + H2O Na+ + Cl– + H+ + OH–,
NaCl + H2O (pa reaksion) Neutral
Karbonat natriumi + HOH + OH–,
2Na+ + + H2O + OH–,
Na2CO3 + H2O NaHCО3 + NaOH Alkaline
Klorur alumini Al3+ + HOH AlOH2+ + H+,
Al3+ + 3Cl– + H2O AlОH2+ + 2Cl– + H+ + Cl–,
AlCl3 + H2O AlOHCl2 + Acid HCl
për studentët e drejtimit 6070104 “Transporti detar dhe lumor”
specialitete
"Operimi i pajisjeve elektrike të anijeve dhe pajisjeve të automatizimit",
drejtime 6.050702 specialiteti “Elektromekanikë”.
"Sistemet elektrike dhe komplekset e automjeteve",
"Sistemet e automatizimit elektromekanik dhe ngasja elektrike"
format e arsimit me kohë të plotë dhe të pjesshme
Qarkullimi_____ kopje Nënshkruar për botim_____________.
Urdhri nr.________. Vëllimi 1.08 p.l.
Shtëpia botuese "Universiteti Teknologjik Detar Shtetëror Kerch"
98309 Kerç, Ordzhonikidze, 82.
Rregulli i Van't Hoff. Ekuacioni Arrhenius.
Sipas rregullit të madh të Van't Hoff, të formuluar rreth vitit 1880, shpejtësia e shumicës së reaksioneve rritet me 2-4 herë me një rritje të temperaturës 10 gradë nëse reaksioni kryhet në afërsi të temperaturës së dhomës. Për shembull, gjysma e jetës së oksidit nitrik të gaztë (V) në 35°C është rreth 85 minuta, në 45°C është rreth 22 minuta. dhe në 55°C - rreth 8 minuta.
Ne tashmë e dimë se në çdo temperaturë konstante shpejtësia e reaksionit përshkruhet nga një ekuacion kinetik empirik, i cili në shumicën e rasteve (përveç reaksioneve me një mekanizëm shumë kompleks) është produkt i konstantës së shpejtësisë dhe përqendrimit të reaktantëve në fuqi të barabartë me renditja e reagimit. Përqendrimet e reagentëve janë praktikisht të pavarura nga temperatura, dhe porositë, siç tregon përvoja, janë gjithashtu të pavarura. Rrjedhimisht, konstantet e shpejtësisë janë përgjegjëse për varësinë e mprehtë të shpejtësisë së reagimit nga temperatura. Zakonisht karakterizohet varësia e konstantës së shpejtësisë nga temperatura koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit, që është raporti i konstanteve të shpejtësisë në temperatura që ndryshojnë me 10 gradë
dhe që, sipas rregullit të Van't Hoff, është afërsisht 2-4.
Le të përpiqemi të shpjegojmë vlerat e larta të vëzhguara të koeficientëve të temperaturës së shpejtësisë së reaksionit duke përdorur shembullin e një reaksioni homogjen në fazën e gazit nga pikëpamja e teorisë kinetike molekulare të gazeve. Në mënyrë që molekulat e gazeve ndërvepruese të reagojnë me njëra-tjetrën, është e nevojshme përplasja e tyre, në të cilën disa lidhje prishen dhe të tjera formohen, si rezultat i së cilës shfaqet një molekulë e re - molekula e produktit të reaksionit. Rrjedhimisht, shpejtësia e reagimit varet nga numri i përplasjeve të molekulave të reaktantëve, dhe numri i përplasjeve, në veçanti, nga shpejtësia e lëvizjes kaotike termike të molekulave. Shpejtësia e molekulave dhe, në përputhje me rrethanat, numri i përplasjeve rritet me temperaturën. Sidoqoftë, vetëm një rritje në shpejtësinë e molekulave nuk shpjegon një rritje kaq të shpejtë të shkallës së reagimit me temperaturën. Në të vërtetë, sipas teorisë kinetike molekulare të gazeve, shpejtësia mesatare e molekulave është proporcionale me rrënjën katrore të temperaturës absolute, d.m.th., kur temperatura e sistemit rritet me 10 gradë, të themi, nga 300 në 310 K, mesatarja shpejtësia e molekulave do të rritet vetëm me 310/300 = 1.02 herë - shumë më pak se sa kërkohet nga rregulli i Van't Hoff.
Kështu, vetëm një rritje në numrin e përplasjeve nuk mund të shpjegojë varësinë nga temperatura e konstanteve të shpejtësisë së reagimit. Natyrisht, këtu ka një tjetër faktor të rëndësishëm. Për ta zbuluar atë, le t'i drejtohemi një analize më të detajuar të sjelljes së një numri të madh grimcash në temperatura të ndryshme. Deri më tani kemi folur për shpejtësinë mesatare të lëvizjes termike të molekulave dhe ndryshimin e saj me temperaturën, por nëse numri i grimcave në sistem është i madh, atëherë sipas ligjeve të statistikave, grimcat individuale mund të kenë një shpejtësi dhe, në përputhje me rrethanat, energji kinetike që devijon në një masë më të madhe ose më të vogël nga vlera mesatare për një temperaturë të caktuar. Kjo situatë është paraqitur në Fig. (3.2), e cila
tregon se si shpërndahen pjesët -
3.2. Shpërndarja e grimcave me energji kinetike në temperatura të ndryshme:
2-T 2; 3-T 3; Ti cy nga energjia kinetike në një temperaturë të caktuar. Le të shqyrtojmë, për shembull, lakoren 1, që korrespondon me temperaturën Ti. Numri i përgjithshëm i grimcave në sistem (le ta shënojmë N 0) është i barabartë me sipërfaqen nën kurbë. Numri maksimal i grimcave, i barabartë me Ni, ka energjinë kinetike më të mundshme E 1 për një temperaturë të caktuar. Grimcat, numri i të cilave është i barabartë me sipërfaqen nën lakore në të djathtë të vertikales E 1 do të kenë energji më të madhe, dhe zona në të majtë të vertikales korrespondon me grimcat me energji më të vogël se E Sa më shumë energjia kinetike të ndryshojë nga mesatarja, aq më pak grimca e kanë atë. Le të zgjedhim, për shembull, disa energji E a, më të madhe se E 1). Në temperaturën Ti, numri i grimcave, energjia e të cilave tejkalon vlerën e E a është vetëm një pjesë e vogël e numrit të përgjithshëm të grimcave - kjo është zona e nxirë nën kurbën 1 në të djathtë të vertikales E a. Sidoqoftë, në një temperaturë më të lartë T 2, më shumë grimca tashmë kanë një energji që tejkalon Ea (kurba 2), dhe me një rritje të mëtejshme të temperaturës në T 3 (lakorja 3), energjia E a rezulton të jetë afër mesatares , dhe një rezervë e tillë e energjisë kinetike do të ketë tashmë rreth gjysmën e të gjitha molekulave. Shpejtësia e një reaksioni përcaktohet jo nga numri i përgjithshëm i përplasjeve të molekulave për njësi të kohës, por nga ajo pjesë e tij në të cilën marrin pjesë molekulat, energjia kinetike e të cilave tejkalon një kufi të caktuar E a, të quajtur energjia e aktivizimit të reaksionit. Kjo bëhet mjaft e kuptueshme nëse kujtojmë se për shfaqjen me sukses të një akti elementar reaksioni, është e nevojshme që gjatë një përplasjeje të prishen lidhjet e vjetra dhe të krijohen kushtet për formimin e të rejave. Natyrisht, kjo kërkon që të harxhohet energji - grimcat që përplasen duhet të kenë një furnizim të mjaftueshëm të saj. Shkencëtari suedez S. Arrhenius zbuloi se rritja e shpejtësisë së shumicës së reaksioneve me rritjen e temperaturës ndodh në mënyrë jolineare (në kontrast me rregullin e Van't Hoff). Arrhenius zbuloi se në shumicën e rasteve konstanta e shpejtësisë së reagimit i bindet ekuacionit LgK=lgA - , (3.14) e cila u emërua Ekuacionet Arrhenius. Ea - energjia e aktivizimit (shih më poshtë) R është konstanta e gazit molar e barabartë me 8.314 J/mol0K, T - temperatura absolute A është një vlerë konstante ose shumë pak e varur nga temperatura. Quhet faktori i frekuencës sepse lidhet me frekuencën e përplasjeve molekulare dhe probabilitetin që të ndodhë një përplasje kur molekulat janë të orientuara në një mënyrë të favorshme për reaksionin. Siç mund të shihet nga (3.14), me rritjen e energjisë së aktivizimit E a konstanta e shpejtësisë TE
zvogëlohet. Rrjedhimisht, shpejtësia e një reaksioni zvogëlohet me rritjen e pengesës së tij të energjisë (shih më poshtë). ku g është koeficienti i temperaturës, duke marrë vlerat nga 2 në 4. Një shpjegim për varësinë e shpejtësisë së reaksionit nga temperatura është dhënë nga S. Arrhenius. Jo çdo përplasje e molekulave reaktante çon në një reaksion, por vetëm përplasjet më të forta.
Vetëm molekulat me energji të tepërt kinetike janë të afta për reaksione kimike. S. Arrhenius llogariti fraksionin e përplasjeve aktive (d.m.th., që çojnë në një reaksion) të grimcave reaguese a, në varësi të temperaturës: - a = exp(-E/RT). dhe nxorri jashtë Ekuacioni Arrhenius për shpejtësinë konstante të reaksionit: ku ko dhe E d varen nga natyra e reagentëve. E është energjia që duhet t'u jepet molekulave në mënyrë që ato të ndërveprojnë, e quajtur energjia e aktivizimit.
Rregulli i Van't Hoff- një rregull empirik që lejon, si përafrim i parë, të vlerësohet efekti i temperaturës në shpejtësinë e një reaksioni kimik në një interval të vogël temperaturash (zakonisht nga 0 °C deri në 100 °C). J. H. Van't Hoff, bazuar në shumë eksperimente, formuloi rregullin e mëposhtëm: Energjia e aktivizimit në kimi dhe biologji - sasia minimale e energjisë që kërkohet t'i jepet sistemit (në kimi e shprehur në xhaul për mol) që të ndodhë një reaksion. Termi u prezantua nga Svante August Arrhenius në. Shënim tipik për energjinë e reaksionit Ea. Entropia e aktivizimit konsiderohet si diferenca midis entropisë së gjendjes së tranzicionit dhe gjendjes bazë të reaktantëve. Përcaktohet kryesisht nga humbja e shkallëve përkthimore dhe rrotulluese të lirisë së grimcave gjatë formimit të një kompleksi të aktivizuar. Ndryshime të rëndësishme (shkallët vibruese të lirisë) mund të ndodhin gjithashtu nëse kompleksi i aktivizuar është paketuar disi më fort se reaktantët. Entropia e aktivizimit të një tranzicioni të tillë është pozitive. Entropia e aktivizimit varet nga shumë faktorë. Kur, në një reaksion bimolekular, dy grimca fillestare bashkohen për të formuar një gjendje tranzicioni, entropia translative dhe rrotulluese e dy grimcave zvogëlohet në vlerat që korrespondojnë me një grimcë të vetme; një rritje e lehtë e entropisë vibruese nuk mjafton për të kompensuar këtë efekt. Entropitë e aktivizimit në thelb ndryshojnë më shumë në varësi të strukturës sesa entalpitë. Entropitë e aktivizimit përputhen mirë në shumicën e rasteve me rregullin Price dhe Hammett. Kjo seri ka gjithashtu një rëndësi të veçantë që rritja e entropisë së silapit ndoshta mund të llogaritet me saktësi nga entropitë e njohura absolute të hidrokarbureve përkatëse. Varësia e shpejtësisë së një reaksioni kimik nga temperatura përcaktohet nga rregulli Van't Hoff. Kimisti holandez Van't Hoff Jacob Hendrick, themeluesi i stereokimisë, u bë fituesi i parë i çmimit Nobel në kimi në 1901. Ai iu dha atij për zbulimin e ligjeve të dinamikës kimike dhe presionit osmotik. Van't Hoff prezantoi ide rreth strukturës hapësinore të substancave kimike. Ai ishte i bindur se përparimi në kërkimin themelor dhe të aplikuar në kimi mund të arrihej duke përdorur metoda fizike dhe matematikore. Duke zhvilluar teorinë e shpejtësisë së reagimit, ai krijoi kinetikën kimike. Pra, kinetika e reaksioneve kimike është studimi i shkallës së shfaqjes, çfarë ndërveprimi kimik ndodh gjatë procesit të reaksionit dhe varësia e reaksioneve nga faktorë të ndryshëm. Reaksione të ndryshme kanë shkallë të ndryshme të shfaqjes. Shpejtësia e reaksionit kimik varet drejtpërdrejt nga natyra e kimikateve që hyjnë në reaksion. Disa substanca, të tilla si NaOH dhe HCl, mund të reagojnë në një fraksion të sekondës. Dhe disa reaksione kimike zgjasin me vite. Një shembull i një reagimi të tillë është ndryshkja e hekurit. Shpejtësia e reaksionit varet gjithashtu nga përqendrimi i reaktantëve. Sa më i lartë të jetë përqendrimi i reagentëve, aq më i lartë është shpejtësia e reagimit. Gjatë reaksionit, përqendrimi i reagentëve zvogëlohet, prandaj, shpejtësia e reagimit ngadalësohet. Kjo do të thotë, në momentin fillestar shpejtësia është gjithmonë më e lartë se në çdo moment pasues. V = (C fund – Nga fillimi)/(t fund – t fillim) Përqendrimet e reagentëve përcaktohen në intervale të caktuara kohore. Një faktor i rëndësishëm nga i cili varet shpejtësia e reaksioneve është temperatura. Të gjitha molekulat përplasen me të tjerat. Numri i ndikimeve në sekondë është shumë i lartë. Por, megjithatë, reaksionet kimike nuk ndodhin me shpejtësi të madhe. Kjo ndodh sepse gjatë reaksionit molekulat duhet të grumbullohen në një kompleks të aktivizuar. Dhe vetëm molekulat aktive, energjia kinetike e të cilave është e mjaftueshme për këtë mund ta formojnë atë. Me një numër të vogël molekulash aktive, reagimi vazhdon ngadalë. Me rritjen e temperaturës, rritet numri i molekulave aktive. Rrjedhimisht, shpejtësia e reagimit do të jetë më e lartë. Van't Hoff besonte se shpejtësia e një reaksioni kimik është një ndryshim natyror në përqendrimin e substancave reaguese për njësi të kohës. Por nuk është gjithmonë uniforme. Rregulli i Van't Hoff e thotë këtë me çdo 10° rritje të temperaturës, shpejtësia e një reaksioni kimik rritet me 2-4 herë
. Matematikisht, rregulli i van't Hoff duket si ky: Ku V 2 t 2, A V 1
- shpejtësia e reagimit në temperaturë t 1; ɣ
- koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit. Ky koeficient është raporti i konstanteve të shpejtësisë në temperaturë t+10 Dhe t. Keshtu nese ɣ
= 3, dhe në 0 o C reaksioni zgjat 10 minuta, pastaj në 100 o C do të zgjasë vetëm 0,01 sekonda. Një rritje e mprehtë në shpejtësinë e një reaksioni kimik shpjegohet me një rritje të numrit të molekulave aktive me rritjen e temperaturës. Rregulli i Van't Hoff është i zbatueshëm vetëm në intervalin e temperaturës 10-400 o C. Reaksionet në të cilat marrin pjesë molekula të mëdha nuk i binden rregullit të Van't Hoff. Konstanta e shpejtësisë së reagimit është një funksion i temperaturës; Një rritje e temperaturës në përgjithësi rrit konstantën e shpejtësisë. Përpjekja e parë për të marrë parasysh ndikimin e temperaturës u bë nga Van't Hoff, i cili formuloi rregullin e mëposhtëm: Me një rritje të temperaturës për çdo 10 gradë, konstanta e shpejtësisë së një reaksioni kimik elementar rritet me 2-4 herë. Vlera që tregon sa herë rritet konstanta e shpejtësisë kur temperatura rritet me 10 gradë është koeficienti i temperaturës konstante të shpejtësisë së reaksionitγ. Matematikisht, rregulli i van't Hoff mund të shkruhet si më poshtë: Megjithatë, rregulli i Van't Hoff është i zbatueshëm vetëm në një interval të ngushtë temperaturash, pasi koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit γ është në vetvete një funksion i temperaturës; në temperatura shumë të larta dhe shumë të ulëta, γ bëhet e barabartë me unitetin (d.m.th., shpejtësia e një reaksioni kimik pushon së varur nga temperatura). Ekuacioni Arrhenius Është e qartë se ndërveprimi i grimcave ndodh gjatë përplasjeve të tyre; megjithatë, numri i përplasjeve të molekulave është shumë i madh dhe, nëse çdo përplasje do të çonte në një ndërveprim kimik të grimcave, të gjitha reaksionet do të vazhdonin pothuajse menjëherë. Arrhenius postuloi se përplasjet e molekulave do të jenë efektive (d.m.th. do të çojnë në një reagim) vetëm nëse molekulat që përplasen kanë një sasi të caktuar energjie - energji aktivizimi. Energjia e aktivizimit është energjia minimale që duhet të kenë molekulat përpara se përplasja e tyre të çojë në një ndërveprim kimik. Konsideroni rrugën e disa reagimeve elementare A + B ––> C Meqenëse ndërveprimi kimik i grimcave shoqërohet me thyerjen e lidhjeve të vjetra kimike dhe formimin e atyre të reja, besohet se çdo reaksion elementar kalon përmes formimit të një përbërjeje të ndërmjetme të paqëndrueshme të quajtur një kompleks i aktivizuar: A ––> K # ––> B Formimi i një kompleksi të aktivizuar kërkon gjithmonë shpenzimin e një sasie të caktuar energjie, e cila shkaktohet, së pari, nga zmbrapsja e predhave elektronike dhe bërthamave atomike kur grimcat i afrohen njëra-tjetrës dhe, së dyti, nga nevoja për të ndërtuar një konfigurim të caktuar hapësinor. të atomeve në kompleksin e aktivizuar dhe rishpërndajnë densitetin e elektroneve. Kështu, gjatë rrugës nga gjendja fillestare në gjendjen përfundimtare, sistemi duhet të kapërcejë një lloj pengese energjetike. Energjia e aktivizimit të një reaksioni është afërsisht e barabartë me tepricën e energjisë mesatare të kompleksit të aktivizuar mbi nivelin mesatar të energjisë së reaktantëve. Natyrisht, nëse reaksioni i drejtpërdrejtë është ekzotermik, atëherë energjia e aktivizimit të reaksionit të kundërt E "A është më e lartë se energjia e aktivizimit të reaksionit të drejtpërdrejtë E A. Energjitë e aktivizimit të reaksionit të përparmë dhe të kundërt lidhen me njëra-tjetrën përmes ndryshimit në energjinë e brendshme gjatë reaksionit.Sic më sipër mund të ilustrohet duke përdorur diagramet e reaksioneve kimike të energjisë (Fig. 2.5). Oriz. 2.5. Diagrami i energjisë i një reaksioni kimik. E out është energjia mesatare e grimcave të substancave fillestare, E cont është energjia mesatare e grimcave të produkteve të reaksionit. Meqenëse temperatura është një masë e energjisë mesatare kinetike të grimcave, një rritje e temperaturës çon në një rritje të përqindjes së grimcave, energjia e të cilave është e barabartë ose më e madhe se energjia e aktivizimit, gjë që çon në një rritje të konstantës së shpejtësisë së reagimit (Fig. . 2.6): Oriz. 2.6. Shpërndarja e energjisë e grimcave. Këtu nE/N është fraksioni i grimcave me energji E; E i - energjia mesatare e grimcave në temperaturën T i (T 1< T 2 < T 3). Le të shqyrtojmë derivimin termodinamik të një shprehjeje që përshkruan varësinë e konstantës së shpejtësisë së reagimit nga temperatura dhe energjia e aktivizimit - ekuacioni Arrhenius. Sipas ekuacionit të izobarit van't Hoff, Meqenëse konstanta e ekuilibrit është raporti i konstantave të shpejtësisë së reaksioneve të përparme dhe të kundërta, ne mund ta rishkruajmë shprehjen (II.31) si më poshtë: Duke paraqitur ndryshimin në entalpinë e reaksionit ΔHº si ndryshim midis dy vlerave E 1 dhe E 2, marrim: Këtu C është një konstante. Duke supozuar se C = 0, marrim ekuacionin Arrhenius, ku E A është energjia e aktivizimit: Pas integrimit të pacaktuar të shprehjes (II.35), marrim ekuacionin Arrhenius në formë integrale: Oriz. 2.7. Varësia e logaritmit të konstantës së shpejtësisë së një reaksioni kimik nga temperatura e anasjelltë. Këtu A është konstanta e integrimit. Nga ekuacioni (II.37) është e lehtë të tregohet kuptimi fizik i faktorit paraeksponencial A, i cili është i barabartë me konstanten e shpejtësisë së reaksionit në një temperaturë që priret në pafundësi. Siç shihet nga shprehja (II.36), logaritmi i konstantës së shpejtësisë varet në mënyrë lineare nga temperatura e kundërt (Fig. 2.7); madhësia e energjisë së aktivizimit E A dhe logaritmi i faktorit paraeksponencial A mund të përcaktohen grafikisht (tangjentja e këndit të prirjes së drejtëzës në boshtin e abshisës dhe segmenti i prerë nga vija e drejtë në boshtin e ordinatave ). Duke ditur energjinë e aktivizimit të reaksionit dhe konstanten e shpejtësisë në çdo temperaturë T1, duke përdorur ekuacionin Arrhenius, mund të llogarisni vlerën e konstantës së shpejtësisë në çdo temperaturë T2:k = koe-E/RT
Shpejtësia e reaksionit kimik
Rregulli i Van't Hoff
(II.30)
(II.32)
(II.33)
(II.34)
(II.36)
(II.37)
(II.39)
