Biljett nr 2
1) HUVUDKLASSER AV OORGANISKA FÖRENINGAR: Baser, oxider, syror, salter.
2) Be – beryllium.
Kemiska egenskaper: beryllium är relativt lite reaktivt vid rumstemperatur. I sin kompakta form reagerar den inte med vatten och ånga ens vid röda temperaturer och oxideras inte av luft upp till 600 °C. När det antänds brinner berylliumpulver med en stark låga och producerar oxid och nitrid. Halogener reagerar med beryllium vid temperaturer över 600 °C, och kalkogener kräver ännu högre temperaturer.
Fysikaliska egenskaper: Beryllium är en relativt hård men spröd silvervit metall. Den har en hög elasticitetsmodul - 300 GPa (för stål - 200-210 GPa). I luften är den aktivt täckt med en ihållande oxidfilm
Magnesium (Mg). Fysikaliska egenskaper: Magnesium är en silvervit metall med ett hexagonalt gitter, rymdgrupp P 63/mmc, gitterparametrar a = 0,32029 nm, c = 0,52000 nm, Z = 2. Under normala förhållanden är ytan av magnesium täckt med en hållbar skyddsfilm av magnesiumoxid MgO , som förstörs vid upphettning i luft till cirka 600 °C, varefter metallen brinner med en bländande vit låga och bildar magnesiumoxid och nitrid Mg3N2.
Kemiska egenskaper: En blandning av pulveriserat magnesium med kaliumpermanganat KMnO4 - explosiv
Hett magnesium reagerar med vatten:
Mg (sönderdelning) + H2O = MgO + H2;
Alkalier påverkar inte magnesium; det löser sig lätt i syror och frigör väte:
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2;
När det värms upp i luft brinner magnesium för att bilda en oxid; en liten mängd nitrid kan också bildas med kväve:
2Mg + O2 = 2MgO;
3Mg + N2 = Mg3N2
Biljett nr 3. Löslighet- ett ämnes förmåga att bilda homogena system med andra ämnen - lösningar där ämnet finns i form av enskilda atomer, joner, molekyler eller partiklar.
Mättad lösning- en lösning där det lösta ämnet under givna förhållanden har nått sin maximala koncentration och inte längre löses upp. Fällningen av detta ämne är i jämvikt med ämnet i lösning.
Omättad lösning- en lösning i vilken koncentrationen av det lösta ämnet är mindre än i en mättad lösning, och i vilken under de givna förhållandena något mer av det kan lösas.
Övermättade lösningar- lösningar som kännetecknas av att innehållet av löst ämne i dem är större än vad som motsvarar dess normala löslighet under givna förhållanden.
Henrys lag- lagen enligt vilken, vid en konstant temperatur, lösligheten av en gas i en given vätska är direkt proportionell mot trycket av denna gas över lösningen. Lagen är endast lämplig för idealiska lösningar och låga tryck.
Henrys lag skrivs vanligtvis så här:
Där p är gasens partialtryck över lösningen,
c är gaskoncentrationen i lösningen i fraktioner av en mol,
k - Henrys koefficient.
Extraktion(från Late Latin extractio - extraktion), extraktion, processen att separera en blandning av flytande eller fasta ämnen med hjälp av selektiva lösningsmedel (extraktionsmedel).
Biljett nr 4. 1)Massfraktion Detta är förhållandet mellan massan av det lösta ämnet och lösningens totala massa. För en binär lösning
ω(x) = m(x) / (m(x) + m(s)) = m(x) /m
där ω(x) är massfraktionen av löst ämne X
m(x) - massa av löst ämne X, g;
m(s) - massa av lösningsmedel S, g;
m = m(x) + m(s) - lösningens massa, g.
2)Aluminium- ett element i huvudundergruppen av den tredje gruppen av den tredje perioden av det periodiska systemet av kemiska element av D. I. Mendeleev, med atomnummer 13.
Att hitta i naturen:
Naturligt aluminium består nästan helt av en enda stabil isotop, 27Al, med spår av 26Al, en radioaktiv isotop med en halveringstid på 720 000 år som produceras i atmosfären när argonkärnor bombarderas av kosmiska strålprotoner.
Mottagande:
Den består av att lösa aluminiumoxid Al2O3 i smält kryolit Na3AlF6, följt av elektrolys med förbrukningsbara koks- eller grafitelektroder. Denna produktionsmetod kräver mycket el, och blev därför populär först på 1900-talet.
Aluminiumtermi- en metod för att framställa metaller, icke-metaller (liksom legeringar) genom att reducera deras oxider med metalliskt aluminium.
Biljett nr 5. LÖSNINGAR AV ICKE-ELEKTROLYTER binär eller multikomponent mol. system, vars sammansättning kan förändras kontinuerligt (åtminstone inom vissa gränser). Till skillnad från lösningar av elektrolyter innehåller lösningar av icke-elektrolyter (mollösningar) inga laddade partiklar i några märkbara koncentrationer. lösningar av icke-elektrolyter kan vara fasta, flytande och gasformiga.
Raoults första lag
Raoults första lag relaterar det mättade ångtrycket över en lösning till dess sammansättning; den är formulerad enligt följande:
Partialtrycket för den mättade ångan i en lösningskomponent är direkt proportionell mot dess molfraktion i lösningen, med proportionalitetskoefficienten lika med det mättade ångtrycket över den rena komponenten.
Raoults andra lag
Det faktum att ångtrycket över lösningen skiljer sig från ångtrycket över det rena lösningsmedlet påverkar avsevärt processerna för kristallisation och kokning. Från Raoults första lag härleds två konsekvenser vad gäller minskningen av fryspunkten och höjningen av kokpunkten för lösningar, som i sin kombinerade form kallas Raoults andra lag.
Kryoskopi(från grekiska kryos - kyla och scopeo - jag tittar) - mätning av minskningen av fryspunkten för en lösning jämfört med ett rent lösningsmedel.
Van't Hoffs regel - För varje 10 graders ökning av temperaturen ökar hastighetskonstanten för en homogen elementarreaktion två till fyra gånger
Vattnets hårdhet- en uppsättning kemiska och fysikaliska egenskaper hos vatten förknippade med innehållet av lösta salter av alkaliska jordartsmetaller, främst kalcium och magnesium.
Biljett nr 6. ELEKTROLYTLÖSNINGAR, innehåller märkbara koncentrationer av joner-katjoner och anjoner som bildas som ett resultat av elektrolytisk dissociation av molekyler av det lösta ämnet.
Starka elektrolyter- kemiska föreningar vars molekyler i utspädda lösningar nästan helt dissocieras till joner.
Svaga elektrolyter- kemiska föreningar, vars molekyler, även i mycket utspädda lösningar, inte är helt dissocierade till joner som är i dynamisk jämvikt med odissocierade molekyler.
Elektrolytisk dissociation- processen för nedbrytning av en elektrolyt till joner när den löses i ett polärt lösningsmedel eller under smältning.
Ostwalds utspädningslag- ett förhållande som uttrycker beroendet av den ekvivalenta elektriska ledningsförmågan hos en utspädd lösning av en binär svag elektrolyt på lösningens koncentration:
Grupp 4 P-element– kol, kisel, germanium, tenn och bly.
Biljett nr 7. 1) Elektrolytisk dissociation– Det här är sönderdelningen av ett ämne till joner under påverkan av polära lösningsmedelsmolekyler.
pH = -lg.
Buffertlösningar– dessa är lösningar när syror eller alkalier tillsätts till vilka deras pH ändras något.
Kolsyra former:
1) medelstora salter (karbonater),
2) sura (hydrokarbonater).
Karbonater och kolkarbonater är termiskt instabila:
CaCO3 = CaO + CO2^,
Ca(HCO3)2 = CaCO3v + CO2^ + H2O.
Natriumkarbonat (soda) är en av den kemiska industrins huvudprodukter. I vattenlösning hydrolyserar den enligt reaktionen
Na2СО3 > 2Nа+ + СО3-2,
CO3-2 + H+-OH- - HCO3- + OH-.
Natriumbikarbonat (bakpulver) – används ofta i livsmedelsindustrin. På grund av hydrolys har lösningen även en alkalisk miljö
NaHCO3 > Na+ + HCO3-, HCO3- + H-OH - H2CO3 + OH-.
Soda och bakpulver interagerar med syror
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.
Biljett nr 8. 1)_jonbyte i lösningar:
Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 + H2O
2Na + CO3 + 2H + SO4 → 2Na + SO4 + CO2 + H2O
CO3 + 2H → CO2 + H2O
C-gasutsläpp: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl
2) Kvävets kemiska egenskaper. Kväve interagerar endast med sådana aktiva metaller som litium, kalcium, magnesium vid upphettning till relativt låga temperaturer. Kväve reagerar med de flesta andra grundämnen vid höga temperaturer och i närvaro av katalysatorer. Kväveföreningar med syre N2O, NO, N2O3, NO2 och N2O5 har studerats väl.
Kvävets fysikaliska egenskaper. Kväve är något lättare än luft; densitet 1,2506 kg/m3 (vid 0°C och 101325 n/m2 eller 760 mm Hg), smältpunkt -209,86°C, kokpunkt -195,8°C. Kväve smälter med svårighet: dess kritiska temperatur är ganska låg (-147,1 ° C) och dess kritiska tryck är högt 3,39 Mn/m2 (34,6 kgf/cm2); Densiteten av flytande kväve är 808 kg/m3. Kväve är mindre lösligt i vatten än syre: vid 0°C löses 23,3 g kväve i 1 m3 H2O. Kväve är lösligt i vissa kolväten bättre än i vatten.
Biljett nr 9. Hydrolys (från grekiskan hydro - vatten, lys - sönderdelning) betyder nedbrytning av ett ämne med vatten. Salthydrolys är den reversibla reaktionen av salt med vatten, vilket leder till bildandet av en svag elektrolyt.
Vatten dissocierar, även om det är i liten utsträckning:
H 2 O H + + OH – .
Natriumklorid H2O H+ + OH–,
Na+ + Cl– + H2O Na+ + Cl– + H+ + OH–,
NaCl + H2O (ingen reaktion) Neutral
Natriumkarbonat + HOH + OH–,
2Na+ + + H2O + OH–,
Na2CO3 + H2O NaHCО3 + NaOH Alkaliskt
Aluminiumklorid Al3+ + HOH AlOH2+ + H+,
Al3+ + 3Cl– + H2O AlОH2+ + 2Cl– + H+ + Cl–,
AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl Syra
för elever i riktning 6070104 "Sjö- och flodtransport"
specialiteter
"Drift av fartygets elektriska utrustning och automationsutrustning",
vägbeskrivning 6.050702 Specialitet "Elektromekanik".
"Elektriska system och fordonskomplex",
"Elektromekaniska automationssystem och elektrisk drivning"
utbildningsformer på heltid och deltid
Upplaga_____ kopior Signerad för publicering_____________.
Beställningsnr.________. Volym 1.08 p.l.
Förlaget "Kerch State Marine Technological University"
98309 Kerch, Ordzhonikidze, 82.
Van't Hoffs regel. Arrhenius ekvation.
Enligt van't Hoffs tumregel, formulerad omkring 1880, ökar hastigheten för de flesta reaktioner med 2-4 gånger med en 10-graders temperaturökning om reaktionen utförs nära rumstemperatur. Till exempel är halveringstiden för gasformig kväveoxid (V) vid 35°C cirka 85 minuter, vid 45°C är den cirka 22 minuter. och vid 55°C - cirka 8 minuter.
Vi vet redan att reaktionshastigheten vid vilken konstant temperatur som helst beskrivs av en empirisk kinetisk ekvation, som i de flesta fall (förutom reaktioner med en mycket komplex mekanism) är produkten av hastighetskonstanten och koncentrationen av reaktanterna i potenser lika med reaktionsordningen. Koncentrationerna av reagens är praktiskt taget oberoende av temperatur, och beställningarna, som erfarenheten visar, är också oberoende. Följaktligen är hastighetskonstanter ansvariga för reaktionshastighetens skarpa beroende av temperaturen. Hastighetskonstantens beroende av temperaturen karakteriseras vanligtvis temperaturkoefficient för reaktionshastighet, vilket är förhållandet mellan hastighetskonstanter vid temperaturer som skiljer sig med 10 grader
och som enligt Van't Hoffs regel är ungefär 2-4.
Låt oss försöka förklara de observerade höga värdena för temperaturkoefficienter för reaktionshastigheter med hjälp av exemplet på en homogen reaktion i gasfasen utifrån den molekylära kinetiska teorin för gaser. För att molekylerna av interagerande gaser ska reagera med varandra är deras kollision nödvändig, där vissa bindningar bryts och andra bildas, som ett resultat av vilket en ny molekyl uppstår - reaktionsproduktens molekyl. Följaktligen beror reaktionshastigheten på antalet kollisioner av reaktantmolekyler, och antalet kollisioner, i synnerhet på hastigheten för kaotisk termisk rörelse hos molekylerna. Molekylernas hastighet och följaktligen antalet kollisioner ökar med temperaturen. Men bara en ökning av molekylernas hastighet förklarar inte en så snabb ökning av reaktionshastigheten med temperaturen. I själva verket, enligt den molekylära kinetiska teorin om gaser, är medelhastigheten för molekyler proportionell mot kvadratroten av den absoluta temperaturen, dvs när systemets temperatur ökar med 10 grader, säg från 300 till 310 K, är medelvärdet molekylernas hastighet kommer bara att öka med 310/300 = 1,02 gånger - mycket mindre än vad Van't Hoffs regel kräver.
En ökning av antalet kollisioner kan således inte enbart förklara temperaturberoendet av reaktionshastighetskonstanter. Uppenbarligen finns det en annan viktig faktor här. För att avslöja det, låt oss vända oss till en mer detaljerad analys av beteendet hos ett stort antal partiklar vid olika temperaturer. Hittills har vi pratat om medelhastigheten för termisk rörelse av molekyler och dess förändring med temperaturen, men om antalet partiklar i systemet är stort, kan individuella partiklar enligt statistikens lagar ha en hastighet och följaktligen, kinetisk energi som i större eller mindre utsträckning avviker från medelvärdet för en given temperatur. Denna situation är avbildad i fig. (3.2), vilket
visar hur delarna är fördelade -
3.2. Fördelning av partiklar genom kinetisk energi vid olika temperaturer:
2-T2; 3-T3; Ti cy av kinetisk energi vid en viss temperatur. Låt oss till exempel betrakta kurva 1, motsvarande temperatur Ti. Det totala antalet partiklar i systemet (låt oss beteckna det N 0) är lika med arean under kurvan. Det maximala antalet partiklar, lika med Ni, har den mest sannolika kinetiska energin E 1 för en given temperatur. Partiklar vars antal är lika med arean under kurvan till höger om vertikalen E 1 kommer att ha högre energi, och arean till vänster om vertikalen motsvarar partiklar med energi mindre än E Ju mer den kinetiska energin skiljer sig från genomsnittet, desto färre partiklar har den. Låt oss välja till exempel energi E a, större än E 1). Vid temperaturen Ti är antalet partiklar vars energi överstiger värdet för E a bara en liten del av det totala antalet partiklar - detta är det svärtade området under kurva 1 till höger om vertikalen E a. Men vid en högre temperatur T 2 har fler partiklar redan en energi som överstiger E a (kurva 2), och med en ytterligare ökning av temperaturen till T 3 (kurva 3) visar sig energin E a vara nära medelvärdet , och en sådan reserv av kinetisk energi kommer redan att ha ungefär hälften av alla molekyler. Hastigheten för en reaktion bestäms inte av det totala antalet kollisioner av molekyler per tidsenhet, utan av den del av den där molekyler vars kinetiska energi överstiger en viss gräns E a, kallad reaktionens aktiveringsenergi, deltar. Detta blir ganska förståeligt om vi kommer ihåg att för den framgångsrika förekomsten av en elementär reaktionshandling är det nödvändigt att under en kollision de gamla banden bryts och förutsättningarna skapas för bildandet av nya. Naturligtvis kräver detta energi att spenderas - de kolliderande partiklarna måste ha tillräckligt med tillförsel av det. Den svenske forskaren S. Arrhenius fann att ökningen av frekvensen av de flesta reaktioner med stigande temperatur sker olinjärt (i motsats till Van't Hoffs regel). Arrhenius fann att reaktionshastighetskonstanten i de flesta fall följer ekvationen LgK=lgA - , (3,14) som fick namnet Arrhenius ekvationer. E a - aktiveringsenergi (se nedan) R är den molära gaskonstanten lika med 8,314 J/mol۰K, T - absolut temperatur A är ett konstant eller mycket litet temperaturberoende värde. Det kallas frekvensfaktorn eftersom det är relaterat till frekvensen av molekylära kollisioner och sannolikheten för att en kollision inträffar när molekylerna är orienterade på ett sätt som är gynnsamt för reaktionen. Som framgår av (3.14), med ökande aktiveringsenergi E a hastighetskonstanten TILL
minskar. Följaktligen minskar reaktionshastigheten när dess energibarriär ökar (se nedan). där g är ttemperaturkoefficienten, med värden från 2 till 4. En förklaring till reaktionshastighetens beroende av temperatur gavs av S. Arrhenius. Inte varje kollision av reaktantmolekyler leder till en reaktion, utan bara de kraftigaste kollisioner.
Endast molekyler med överskott av kinetisk energi är kapabla till kemiska reaktioner. S. Arrhenius beräknade andelen aktiva (d.v.s. leder till en reaktion) kollisioner av reagerande partiklar a, beroende på temperatur: - a = exp(-E/RT). och tog fram Arrhenius ekvation för reaktionshastighetskonstanten: där ko och Ed beror på reagensens natur. E är den energi som måste ges till molekyler för att de ska kunna interagera, kallas aktiverings energi.
Van't Hoffs regel- En empirisk regel som tillåter, som en första approximation, att uppskatta effekten av temperaturen på hastigheten för en kemisk reaktion i ett litet temperaturområde (vanligtvis från 0 °C till 100 °C). J. H. Van't Hoff, baserat på många experiment, formulerade följande regel: Aktiverings energi i kemi och biologi - den minsta mängd energi som krävs för att tillföras systemet (i kemi uttryckt i joule per mol) för att en reaktion ska inträffa. Termen introducerades av Svante August Arrhenius i. Typisk notation för reaktionsenergi Ea. Aktiveringsentropi betraktas som skillnaden mellan entropin för övergångstillståndet och reaktanternas grundtillstånd. Det bestäms huvudsakligen av förlusten av translations- och rotationsgrader av frihet för partiklar under bildandet av ett aktiverat komplex. Betydande förändringar (vibrationsfrihetsgrader) kan också inträffa om det aktiverade komplexet är något tätare packat än reaktanterna. Aktiveringsentropin för en sådan övergång är positiv. Aktiveringsentropin beror på många faktorer. När, i en bimolekylär reaktion, två initiala partiklar går samman för att bilda ett övergångstillstånd, minskar translations- och rotationsentropin för de två partiklarna till värden som motsvarar en enda partikel; en liten ökning av vibrationsentropin är inte tillräckligt för att kompensera för denna effekt. Aktiveringsentropier varierar i huvudsak mer beroende på struktur än entalpier. Aktiveringsentropierna överensstämmer i de flesta fall bra med Price- och Hammett-regeln. Denna serie har också den speciella betydelsen att ökningen av silapens entropi sannolikt kan beräknas exakt utifrån de kända absoluta entropierna för motsvarande kolväten Beroendet av hastigheten för en kemisk reaktion på temperaturen bestäms av Van't Hoff-regeln. Den holländska kemisten Van't Hoff Jacob Hendrick, grundaren av stereokemin, blev den första Nobelpristagaren i kemi 1901. Den tilldelades honom för hans upptäckt av lagarna för kemisk dynamik och osmotiskt tryck. Van't Hoff introducerade idéer om kemiska ämnens rumsliga struktur. Han var säker på att framsteg inom grundläggande och tillämpad forskning inom kemi kunde uppnås med hjälp av fysiska och matematiska metoder. Efter att ha utvecklat teorin om reaktionshastigheter skapade han kemisk kinetik. Så, kinetiken för kemiska reaktioner är studiet av förekomsthastigheten, vilken kemisk interaktion som sker under reaktionsprocessen och beroendet av reaktioner på olika faktorer. Olika reaktioner har olika förekomstfrekvens. Kemisk reaktionshastighet beror direkt på vilken typ av kemikalier som kommer in i reaktionen. Vissa ämnen, som NaOH och HCl, kan reagera på en bråkdel av en sekund. Och vissa kemiska reaktioner varar i åratal. Ett exempel på en sådan reaktion är järnrostning. Reaktionshastigheten beror också på koncentrationen av reaktanterna. Ju högre koncentration av reagens, desto högre reaktionshastighet. Under reaktionen minskar koncentrationen av reagens, därför saktar reaktionshastigheten ner. Det vill säga, i det initiala ögonblicket är hastigheten alltid högre än vid något efterföljande ögonblick. V = (C slut – Från start)/(t slut – t start) Reagenskoncentrationer bestäms vid vissa tidsintervall. En viktig faktor som reaktionshastigheten beror på är temperaturen. Alla molekyler kolliderar med andra. Antalet stötar per sekund är mycket högt. Men ändå sker inte kemiska reaktioner med stor hastighet. Detta händer eftersom molekylerna under reaktionen måste samlas till ett aktiverat komplex. Och endast aktiva molekyler vars kinetiska energi är tillräcklig för detta kan bilda den. Med ett litet antal aktiva molekyler fortskrider reaktionen långsamt. När temperaturen ökar ökar antalet aktiva molekyler. Följaktligen blir reaktionshastigheten högre. Van't Hoff trodde att hastigheten för en kemisk reaktion är en naturlig förändring i koncentrationen av reagerande ämnen per tidsenhet. Men det är inte alltid enhetligt. Van't Hoffs regel säger det för varje 10° ökning av temperaturen ökar hastigheten för en kemisk reaktion med 2-4 gånger
. Matematiskt ser van't Hoffs regel ut så här: Var V 2 t 2, A V 1
– reaktionshastighet vid temperatur t1; ɣ
- temperaturkoefficient för reaktionshastighet. Denna koefficient är förhållandet mellan hastighetskonstanter vid temperatur t+10 Och t. Så om ɣ
= 3, och vid 0 o C varar reaktionen 10 minuter, sedan vid 100 o C tar den bara 0,01 sekunder. En kraftig ökning av hastigheten för en kemisk reaktion förklaras av en ökning av antalet aktiva molekyler med ökande temperatur. Van't Hoffs regel är endast tillämplig i temperaturområdet 10-400 o C. Reaktioner där stora molekyler deltar följer inte Van't Hoffs regel. Reaktionshastighetskonstanten är en funktion av temperaturen; En ökning av temperaturen ökar i allmänhet hastighetskonstanten. Det första försöket att ta hänsyn till temperaturens inverkan gjordes av Van't Hoff, som formulerade följande tumregel: Med en ökning av temperaturen för var 10:e grad ökar hastighetskonstanten för en elementär kemisk reaktion med 2–4 gånger. Värdet som visar hur många gånger hastighetskonstanten ökar när temperaturen ökar med 10 grader är temperaturkoefficient för reaktionshastighetskonstantγ. Matematiskt kan van't Hoffs regel skrivas på följande sätt: Van't Hoffs regel är emellertid endast tillämplig i ett smalt temperaturområde, eftersom temperaturkoefficienten för reaktionshastigheten γ i sig är en funktion av temperaturen; vid mycket höga och mycket låga temperaturer blir γ lika med enhet (dvs. hastigheten för en kemisk reaktion upphör att bero på temperaturen). Arrhenius ekvation Det är uppenbart att växelverkan mellan partiklar sker under deras kollisioner; antalet kollisioner av molekyler är dock mycket stort och om varje kollision ledde till en kemisk interaktion av partiklar skulle alla reaktioner fortgå nästan omedelbart. Arrhenius postulerade att kollisioner av molekyler kommer att vara effektiva (dvs kommer att leda till en reaktion) endast om de kolliderande molekylerna har en viss mängd energi - aktiveringsenergi. Aktiveringsenergi är den minsta energi som molekyler måste ha innan deras kollision kan leda till en kemisk interaktion. Betrakta vägen för någon elementär reaktion A + B ––> C Eftersom den kemiska interaktionen av partiklar är förknippad med brytandet av gamla kemiska bindningar och bildandet av nya, tros det att varje elementär reaktion passerar genom bildandet av någon instabil mellanliggande förening som kallas ett aktiverat komplex: A ––> K # ––> B Bildandet av ett aktiverat komplex kräver alltid att en viss mängd energi förbrukas, vilket för det första orsakas av avstötning av elektronskal och atomkärnor när partiklar närmar sig varandra och för det andra av behovet att konstruera en viss rumslig konfiguration av atomer i det aktiverade komplexet och omfördela elektrontätheten. På vägen från det initiala tillståndet till det slutliga tillståndet måste systemet alltså övervinna någon form av energibarriär. Aktiveringsenergin för en reaktion är ungefär lika med överskottet av medelenergin för det aktiverade komplexet över medelenerginivån för reaktanterna. Uppenbarligen, om den direkta reaktionen är exoterm, så är aktiveringsenergin för den omvända reaktionen E "A högre än aktiveringsenergin för den direkta reaktionen E A. Aktiveringsenergierna för framåt- och bakåtreaktionerna är relaterade till varandra genom förändringen i intern energi under reaktionen.Ovanstående kan illustreras med hjälp av energikemiska reaktionsdiagram (Fig. 2.5). Ris. 2.5. Energidiagram av en kemisk reaktion. E out är medelenergin för partiklarna av utgångsämnena, E cont är medelenergin för partiklarna i reaktionsprodukterna. Eftersom temperatur är ett mått på den genomsnittliga kinetiska energin hos partiklar, leder en ökning av temperaturen till en ökning av andelen partiklar vars energi är lika med eller större än aktiveringsenergin, vilket leder till en ökning av reaktionshastighetskonstanten (fig. 2.6): Ris. 2.6. Energifördelning av partiklar. Här är nE/N fraktionen av partiklar med energi E; E i - medelpartikelenergi vid temperatur Ti (T 1< T 2 < T 3). Låt oss betrakta den termodynamiska härledningen av ett uttryck som beskriver reaktionshastighetskonstantens beroende av temperatur och aktiveringsenergi - Arrhenius-ekvationen. Enligt van't Hoffs isobarekvation, Eftersom jämviktskonstanten är förhållandet mellan hastighetskonstanterna för framåt- och bakåtreaktionerna, kan vi skriva om uttrycket (II.31) enligt följande: Genom att presentera förändringen i entalpin för reaktionen ΔHº som skillnaden mellan två värden E 1 och E 2, får vi: Här är C någon konstant. Efter att ha postulerat att C = 0, får vi Arrhenius-ekvationen, där E A är aktiveringsenergin: Efter obestämd integration av uttryck (II.35) får vi Arrhenius-ekvationen i integralform: Ris. 2.7. Beroende av logaritmen för hastighetskonstanten för en kemisk reaktion på den inversa temperaturen. Här är A integrationens konstant. Från ekvation (II.37) är det lätt att visa den fysikaliska betydelsen av preexponentialfaktorn A, som är lika med reaktionshastighetskonstanten vid en temperatur som tenderar mot oändligheten. Som framgår av uttrycket (II.36), beror logaritmen för hastighetskonstanten linjärt på den inversa temperaturen (fig. 2.7); storleken på aktiveringsenergin E A och logaritmen för pre-exponentialfaktorn A kan bestämmas grafiskt (tangensen av lutningsvinkeln för den räta linjen till abskissaxeln och segmentet avskuret av den räta linjen på ordinataaxeln ). Genom att känna till reaktionens aktiveringsenergi och hastighetskonstanten vid valfri temperatur T1, med hjälp av Arrhenius-ekvationen, kan du beräkna värdet på hastighetskonstanten vid vilken temperatur som helst T2:k = koe-E/RT
Kemisk reaktionshastighet
Van't Hoffs regel
(II.30)
(II.32)
(II.33)
(II.34)
(II.36)
(II.37)
(II.39)
