Bilet#2
1) İNORGANİK BİLEŞİKLERİN ANA SINIFLARI: Bazlar, oksitler, asitler, tuzlar.
2) Be – berilyum.
Kimyasal özellikler: Berilyum oda sıcaklığında nispeten az reaktiftir. Kompakt formunda, kırmızı ısı sıcaklıklarında bile su ve buharla reaksiyona girmez ve 600 °C'ye kadar hava ile oksitlenmez. Berilyum tozu ateşlendiğinde parlak bir alevle yanarak oksit ve nitrür üretir. Halojenler berilyumla 600 °C'nin üzerindeki sıcaklıklarda reaksiyona girer ve kalkojenler daha da yüksek sıcaklıklar gerektirir.
Fiziki ozellikleri: Berilyum nispeten sert fakat kırılgan gümüşi beyaz bir metaldir. Yüksek bir elastikiyet modülüne sahiptir - 300 GPa (çelikler için - 200-210 GPa). Havada aktif olarak kalıcı bir oksit filmi ile kaplanmıştır.
Magnezyum (Mg). Fiziki ozellikleri: Magnezyum, altıgen kafesli, uzay grubu P 63/mmc olan, kafes parametreleri a = 0,32029 nm, c = 0,52000 nm, Z = 2 olan gümüş-beyaz bir metaldir. Normal koşullar altında, magnezyumun yüzeyi dayanıklı bir koruyucu filmle kaplanır. Havada yaklaşık 600 °C'ye ısıtıldığında yok olan magnezyum oksit MgO, ardından metal kör edici beyaz bir alevle yanarak magnezyum oksit ve nitrür Mg3N2 oluşturur.
Kimyasal özellikler: Toz haline getirilmiş magnezyum ile potasyum permanganat KMnO4 karışımı - patlayıcı
Sıcak magnezyum suyla reaksiyona girer:
Mg (dec.) + H2O = MgO + H2;
Alkaliler magnezyumu etkilemez; asitlerde kolaylıkla çözünür ve hidrojen açığa çıkar:
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2;
Havada ısıtıldığında magnezyum yanarak bir oksit oluşturur; nitrojenle birlikte az miktarda nitrür de oluşabilir:
2Mg + O2 = 2MgO;
3Mg + N2 = Mg3N2
3 numaralı bilet. çözünürlük- bir maddenin diğer maddelerle homojen sistemler oluşturma yeteneği - maddenin bireysel atomlar, iyonlar, moleküller veya parçacıklar biçiminde bulunduğu çözümler.
Doymuş Çözelti- Belirli koşullar altında çözünen maddenin maksimum konsantrasyonuna ulaştığı ve artık çözünmediği bir çözelti. Bu maddenin çökeltisi çözeltideki madde ile dengededir.
Doymamış çözüm- Çözünmüş maddenin konsantrasyonunun doymuş bir çözeltiden daha az olduğu ve verilen koşullar altında bir kısmının daha fazla çözünebildiği bir çözelti.
Aşırı doymuş çözümler- İçlerindeki çözünmüş madde içeriğinin, belirli koşullar altında normal çözünürlüğe karşılık gelen miktardan daha fazla olmasıyla karakterize edilen çözeltiler.
Henry Yasası- sabit bir sıcaklıkta, bir gazın belirli bir sıvı içindeki çözünürlüğünün, bu gazın çözelti üzerindeki basıncıyla doğru orantılı olduğu yasa. Kanun sadece ideal çözümler ve düşük basınçlar için uygundur.
Henry yasası genellikle şu şekilde yazılır:
Burada p, çözeltinin üzerindeki gazın kısmi basıncıdır,
c, bir molün kesirleri cinsinden çözeltideki gaz konsantrasyonudur,
k - Henry'nin katsayısı.
çıkarma(Geç Latince ekstraksiyondan - ekstraksiyon), ekstraksiyon, seçici çözücüler (ekstraktlar) kullanılarak sıvı veya katı madde karışımının ayrılması işlemi.
4 numaralı bilet. 1)Kütle fraksiyonu Bu, çözünen maddenin kütlesinin çözeltinin toplam kütlesine oranıdır. İkili bir çözüm için
ω(x) = m(x) / (m(x) + m(s)) = m(x) / m
burada ω(x) çözünmüş X maddesinin kütle fraksiyonudur
m(x) - çözünmüş maddenin kütlesi X, g;
m(s) - çözücünün kütlesi S, g;
m = m(x) + m(s) - çözeltinin kütlesi, g.
2)Alüminyum- atom numarası 13 olan D. I. Mendeleev'in kimyasal elementlerinin periyodik sisteminin üçüncü periyodunun üçüncü grubunun ana alt grubunun bir elemanı.
Doğada bulma:
Doğal alüminyum neredeyse tamamen tek bir kararlı izotop olan 27Al'den oluşur ve argon çekirdekleri kozmik ışın protonları tarafından bombalandığında atmosferde üretilen, yarı ömrü 720.000 yıl olan radyoaktif bir izotop olan 26Al'dan eser miktarda bulunur.
Fiş:
Alüminyum oksit Al2O3'ün erimiş kriyolit Na3AlF6 içinde çözülmesinden ve ardından tükenebilir kok veya grafit elektrotlar kullanılarak elektrolizden oluşur. Bu üretim yöntemi çok fazla elektrik gerektirir ve bu nedenle ancak 20. yüzyılda popüler hale geldi.
Alümotermi- oksitlerini metalik alüminyum ile indirgeyerek metalleri, metal olmayanları (aynı zamanda alaşımları) üretmeye yönelik bir yöntem.
5 numaralı bilet. ELEKTROLİT OLMAYAN ÇÖZÜMLER, ikili veya çok bileşenli mol. Bileşimi sürekli (en azından belirli sınırlar dahilinde) değişebilen sistemler. Elektrolit çözeltilerinin aksine, elektrolit olmayan çözeltiler (mol. çözeltiler) gözle görülür herhangi bir konsantrasyonda yüklü parçacık içermez. Elektrolit olmayan çözeltiler katı, sıvı ve gaz halinde olabilir.
Raoult'un ilk yasası
Raoult'un birinci yasası, bir çözeltinin üzerindeki doymuş buhar basıncını onun bileşimiyle ilişkilendirir; aşağıdaki gibi formüle edilmiştir:
Bir çözelti bileşeninin doymuş buharının kısmi basıncı, çözeltideki mol kesri ile doğru orantılıdır; orantı katsayısı, saf bileşenin üzerindeki doymuş buhar basıncına eşittir.
Raoult'un ikinci yasası
Çözeltinin üzerindeki buhar basıncının, saf çözücünün üzerindeki buhar basıncından farklı olması, kristalleşme ve kaynama süreçlerini önemli ölçüde etkiler. Raoult'un birinci yasasından, çözeltilerin donma noktasındaki azalma ve kaynama noktasındaki artışa ilişkin iki sonuç türetilir ve bunların birleşik formu Raoult'un ikinci yasası olarak bilinir.
Kriyoskopi(Yunanca kryos'tan - soğuk ve scopeo - bakıyorum) - saf bir çözücüye kıyasla bir çözeltinin donma noktasındaki azalmanın ölçümü.
Van't Hoff kuralı - Sıcaklıktaki her 10 derecelik artış için, homojen bir temel reaksiyonun hız sabiti iki ila dört kat artar
Suyun sertliği- başta kalsiyum ve magnezyum olmak üzere toprak alkali metallerin çözünmüş tuzlarının içeriğiyle ilişkili suyun bir dizi kimyasal ve fiziksel özelliği.
Bilet No. 6. ELEKTROLİT ÇÖZELTİLERİ,çözünmüş madde moleküllerinin elektrolitik ayrışmasının bir sonucu olarak oluşan gözle görülür konsantrasyonlarda iyon-katyon ve anyon içerir.
Güçlü elektrolitler- seyreltik çözeltilerdeki molekülleri neredeyse tamamen iyonlara ayrışan kimyasal bileşikler.
Zayıf elektrolitler- Molekülleri, çok seyreltik çözeltilerde bile, ayrışmamış moleküllerle dinamik dengede olan iyonlara tamamen ayrışmayan kimyasal bileşikler.
Elektrolitik ayrışma- bir elektrolitin polar bir çözücü içinde çözündüğünde veya erime sırasında iyonlara ayrışması işlemi.
Ostwald'ın seyreltme yasası- ikili zayıf bir elektrolitin seyreltik bir çözeltisinin eşdeğer elektrik iletkenliğinin çözeltinin konsantrasyonuna bağımlılığını ifade eden bir ilişki:
Grup 4 P elemanları– karbon, silikon, germanyum, kalay ve kurşun.
Bilet No: 7. 1) Elektrolitik ayrışma- Bu, polar çözücü moleküllerin etkisi altında bir maddenin iyonlara ayrışmasıdır.
pH = -lg.
Tampon çözümleri– Bunlar, pH'ları hafif değişen asitler veya alkaliler eklendiğinde oluşan çözeltilerdir.
Karbonik asit formları:
1) orta tuzlar (karbonatlar),
2) asidik (hidrokarbonatlar).
Karbonatlar ve hidrokarbonatlar termal olarak kararsızdır:
CaCO3 = CaO + CO2^,
Ca(HCO3)2 = CaCO3v + CO2^ + H2O.
Sodyum karbonat (soda külü) kimya endüstrisinin ana ürünlerinden biridir. Sulu çözeltide reaksiyona göre hidrolize olur
Na2СО3 > 2Nа+ + СО3-2,
CO3-2 + H+-OH- - HCO3- + OH-.
Sodyum bikarbonat (kabartma tozu) – gıda endüstrisinde yaygın olarak kullanılır. Hidroliz nedeniyle çözelti aynı zamanda alkali bir ortama sahiptir.
NaHC03 > Na+ + HCO3-,HCO3- + H-OH - H2CO3 + OH-.
Soda külü ve kabartma tozu asitlerle etkileşime girer
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.
8 numaralı bilet. 1) Çözümlerde _ion değişimi:
Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 +H2O
2Na + CO3 + 2H + SO4 → 2Na + SO4 + CO2 + H2O
CO3 + 2H → CO2 + H2O
C gazı oluşumu: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl
2) Azotun kimyasal özellikleri. Azot, nispeten düşük sıcaklıklara ısıtıldığında yalnızca lityum, kalsiyum, magnezyum gibi aktif metallerle etkileşime girer. Azot, yüksek sıcaklıklarda ve katalizörlerin varlığında diğer elementlerin çoğuyla reaksiyona girer. Oksijen N2O, NO, N2O3, NO2 ve N2O5 içeren nitrojen bileşikleri iyi bir şekilde incelenmiştir.
Azotun fiziksel özellikleri. Azot havadan biraz daha hafiftir; yoğunluk 1,2506 kg/m3 (0°C ve 101325 n/m2 veya 760 mm Hg'de), erime noktası -209,86°C, kaynama noktası -195,8°C. Azot zorlukla sıvılaşır: kritik sıcaklığı oldukça düşüktür (-147,1 °C) ve kritik basıncı yüksektir 3,39 Mn/m2 (34,6 kgf/cm2); Sıvı nitrojenin yoğunluğu 808 kg/m3'tür. Azot suda oksijene göre daha az çözünür: 0°C'de 23,3 g Azot 1 m3 H2O içinde çözünür. Azot bazı hidrokarbonlarda sudan daha iyi çözünür.
Bilet No. 9. Hidroliz (Yunanca hidro - su, lizis - ayrışmadan) Bir maddenin su ile ayrışması anlamına gelir. Tuz hidrolizi, tuzun suyla tersinir reaksiyonudur ve zayıf bir elektrolit oluşumuna yol açar.
Su, küçük bir ölçüde de olsa ayrışır:
H 2 OH + + OH – .
Sodyum klorür H2O H+ + OH–,
Na+ + Cl– + H2O Na+ + Cl– + H+ + OH–,
NaCl + H2O (reaksiyon yok) Nötr
Sodyum karbonat + HOH + OH–,
2Na+ + + H2O + OH–,
Na2CO3 + H2O NaHCО3 + NaOH Alkali
Alüminyum klorür Al3+ + HOH AlOH2+ + H+,
Al3+ + 3Cl– + H2O AlОH2+ + 2Cl– + H+ + Cl–,
AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl Asit
6070104 “Deniz ve nehir taşımacılığı” yönündeki öğrenciler için
uzmanlıklar
“Gemi elektrik teçhizatı ve otomasyon teçhizatının işletilmesi”,
talimatlar 6.050702 “Elektromekanik” uzmanlığı
"Elektrik sistemleri ve araç kompleksleri",
"Elektromekanik otomasyon sistemleri ve elektrikli tahrik"
tam zamanlı ve yarı zamanlı eğitim biçimleri
Dolaşım_____ kopya Yayınlanmak üzere imzalandı_________________.
Sipariş No._________. Cilt 1,08 p.l.
Yayınevi “Kerch Devlet Denizcilik Teknoloji Üniversitesi”
98309 Kerç, Ordzhonikidze, 82.
Van't Hoff kuralı. Arrhenius denklemi.
Van't Hoff'un 1880 civarında formüle edilen temel kuralına göre, reaksiyonun oda sıcaklığına yakın bir sıcaklıkta gerçekleştirilmesi durumunda çoğu reaksiyonun hızı, sıcaklıkta 10 derecelik bir artışla 2-4 kat artar. Örneğin, gaz halindeki nitrik oksidin (V) yarı ömrü 35°C'de yaklaşık 85 dakika, 45°C'de ise yaklaşık 22 dakikadır. ve 55°C'de - yaklaşık 8 dakika.
Herhangi bir sabit sıcaklıkta reaksiyon hızının ampirik bir kinetik denklemle tanımlandığını zaten biliyoruz; çoğu durumda (çok karmaşık mekanizmalara sahip reaksiyonlar hariç), hız sabitinin ve reaktantların konsantrasyonunun eşit güçlerde çarpımıdır. reaksiyonun sırası. Reaktiflerin konsantrasyonları pratik olarak sıcaklıktan bağımsızdır ve deneyimlerin gösterdiği gibi siparişler de bağımsızdır. Sonuç olarak, reaksiyon hızının sıcaklığa keskin bağımlılığından hız sabitleri sorumludur. Hız sabitinin sıcaklığa bağımlılığı genellikle karakterize edilir reaksiyon hızının sıcaklık katsayısı, 10 derece farklı sıcaklıklardaki hız sabitlerinin oranıdır
ve Van't Hoff kuralına göre yaklaşık 2-4'tür.
Gazların moleküler kinetik teorisi açısından gaz fazında homojen bir reaksiyon örneğini kullanarak reaksiyon hızlarının sıcaklık katsayılarının gözlemlenen yüksek değerlerini açıklamaya çalışalım. Etkileşen gaz moleküllerinin birbirleriyle reaksiyona girebilmesi için, bazı bağların kırıldığı ve diğerlerinin oluştuğu, bunun sonucunda yeni bir molekülün (reaksiyon ürününün molekülü) ortaya çıktığı çarpışmaları gereklidir. Sonuç olarak reaksiyon hızı, reaktan moleküllerin çarpışma sayısına ve çarpışma sayısına, özellikle moleküllerin kaotik termal hareket hızına bağlıdır. Moleküllerin hızı ve buna bağlı olarak çarpışma sayısı sıcaklıkla birlikte artar. Ancak sıcaklıkla reaksiyon hızlarının bu kadar hızlı artması, yalnızca moleküllerin hızlarındaki bir artışla açıklanamaz. Aslında, gazların moleküler kinetik teorisine göre, moleküllerin ortalama hızı mutlak sıcaklığın kareköküyle orantılıdır, yani sistemin sıcaklığı 10 derece arttığında, örneğin 300'den 310 K'ye çıktığında, ortalama hız artar. Moleküllerin hızı yalnızca 310/300 = 1,02 kat artacaktır; bu Van't Hoff kuralının gerektirdiğinden çok daha azdır.
Dolayısıyla çarpışma sayısındaki artış, reaksiyon hız sabitlerinin sıcaklığa bağımlılığını tek başına açıklayamaz. Açıkçası burada önemli bir faktör daha var. Bunu ortaya çıkarmak için, çok sayıda parçacığın farklı sıcaklıklardaki davranışının daha ayrıntılı bir analizine bakalım. Şimdiye kadar moleküllerin ortalama termal hareket hızından ve bunun sıcaklıkla değişiminden bahsettik, ancak sistemdeki parçacık sayısı büyükse, o zaman istatistik yasalarına göre bireysel parçacıkların bir hızı olabilir ve buna göre, Belirli bir sıcaklık için ortalama değerden daha fazla veya daha az sapan kinetik enerji. Bu durum Şekil 2'de gösterilmektedir. (3.2), ki bu
parçaların nasıl dağıtıldığını gösterir -
3.2. Parçacıkların farklı sıcaklıklarda kinetik enerjiye göre dağılımı:
2-T2; 3-T3; Ti Belirli bir sıcaklıkta kinetik enerji ile cy. Örneğin Ti sıcaklığına karşılık gelen eğri 1'i ele alalım. Sistemdeki toplam parçacık sayısı (bunu N 0 olarak gösterelim) eğrinin altındaki alana eşittir. Ni'ye eşit maksimum parçacık sayısı, belirli bir sıcaklık için en olası E1 kinetik enerjisine sahiptir. Sayısı E1 dikeyinin sağındaki eğrinin altındaki alana eşit olan parçacıklar daha yüksek enerjiye sahip olacak ve dikeyin solundaki alan E'den daha az enerjiye sahip parçacıklara karşılık gelecektir. Kinetik enerji ortalamadan ne kadar farklı olursa, parçacık sayısı da o kadar az olur. Örneğin E 1)'den büyük bir E a enerjisi seçelim. Ti sıcaklığında, enerjisi E a değerini aşan parçacıkların sayısı toplam parçacık sayısının yalnızca küçük bir kısmıdır - bu, dikey E a'nın sağındaki eğri 1'in altındaki kararmış alandır. Bununla birlikte, daha yüksek bir T2 sıcaklığında, daha fazla parçacık zaten E a'yı (eğri 2) aşan bir enerjiye sahiptir ve sıcaklığın T3'e (eğri 3) daha da artmasıyla, E a enerjisinin ortalamaya yakın olduğu ortaya çıkar. ve böyle bir kinetik enerji rezervi zaten tüm moleküllerin yaklaşık yarısına sahip olacaktır. Bir reaksiyonun hızı, birim zaman başına moleküllerin toplam çarpışma sayısı ile değil, kinetik enerjisi belirli bir Ea sınırını aşan, reaksiyonun aktivasyon enerjisi olarak adlandırılan moleküllerin yer aldığı kısmı tarafından belirlenir. Temel bir reaksiyon eyleminin başarılı bir şekilde gerçekleşmesi için, bir çarpışma sırasında eski bağların kırılması ve yenilerinin oluşması için koşulların yaratılması gerektiğini hatırlarsak, bu oldukça anlaşılır hale gelir. Elbette bu, enerjinin harcanmasını gerektirir; çarpışan parçacıkların yeterli miktarda enerjiye sahip olması gerekir. İsveçli bilim adamı S. Arrhenius, sıcaklığın artmasıyla çoğu reaksiyonun oranındaki artışın doğrusal olmayan bir şekilde gerçekleştiğini buldu (Van't Hoff kuralının aksine). Arrhenius çoğu durumda reaksiyon hızı sabitinin denkleme uyduğunu buldu LgK=lgA - , (3.14) hangisinin adı verildi Arrhenius denklemleri. E a - aktivasyon enerjisi (aşağıya bakınız) R, 8,314 J/mol۰K'ye eşit molar gaz sabitidir, T - mutlak sıcaklık A sabit veya çok az sıcaklığa bağlı bir değerdir. Frekans faktörü olarak adlandırılmasının nedeni, moleküler çarpışmaların frekansı ve moleküllerin reaksiyona uygun bir şekilde yönlendirilmesi durumunda çarpışmanın meydana gelme olasılığı ile ilgili olmasıdır. (3.14)'ten görülebileceği gibi, aktivasyon enerjisinin artmasıyla E a hız sabiti İLE
azalır. Sonuç olarak, enerji bariyeri arttıkça reaksiyonun hızı azalır (aşağıya bakınız). g, 2'den 4'e kadar değerler alan sıcaklık katsayısıdır. Reaksiyon hızının sıcaklığa bağımlılığına ilişkin bir açıklama S. Arrhenius tarafından yapılmıştır. Reaktif moleküllerin her çarpışması bir reaksiyona yol açmaz, yalnızca en güçlü çarpışmalara yol açar.
Yalnızca aşırı kinetik enerjiye sahip moleküller kimyasal reaksiyona girebilir. S. Arrhenius sıcaklığa bağlı olarak reaksiyona giren a parçacıklarının aktif (yani reaksiyona yol açan) çarpışmalarının fraksiyonunu hesapladı: - a = exp(-E/RT). ve dışarı çıkarıldı Arrhenius denklemi reaksiyon hızı sabiti için: burada ko ve E d reaktiflerin doğasına bağlıdır. E, moleküllerin etkileşime girebilmesi için verilmesi gereken enerjidir. aktivasyon enerjisi.
Van't Hoff kuralı- ilk yaklaşım olarak, sıcaklığın küçük bir sıcaklık aralığında (genellikle 0 °C ila 100 °C arası) bir kimyasal reaksiyonun hızı üzerindeki etkisini tahmin etmeye olanak tanıyan ampirik bir kural. J. H. Van't Hoff, birçok deneye dayanarak aşağıdaki kuralı formüle etti: Aktivasyon enerjisi kimya ve biyolojide - bir reaksiyonun gerçekleşmesi için sisteme verilmesi gereken minimum enerji miktarı (kimyada mol başına joule olarak ifade edilir). Terim Svante August Arrhenius tarafından tanıtıldı. Reaksiyon enerjisinin tipik gösterimi Ea. Aktivasyon entropisi, geçiş durumunun entropisi ile reaktanların temel durumu arasındaki fark olarak kabul edilir. Esas olarak, aktifleştirilmiş bir kompleksin oluşumu sırasında parçacıkların öteleme ve dönme serbestlik derecelerinin kaybıyla belirlenir. Etkinleştirilmiş kompleksin reaktanlardan biraz daha sıkı paketlenmesi durumunda da önemli değişiklikler (titreşimsel serbestlik dereceleri) meydana gelebilir. Böyle bir geçişin aktivasyon entropisi pozitiftir. Aktivasyon entropisi birçok faktöre bağlıdır. Bimoleküler bir reaksiyonda, iki başlangıç parçacık bir geçiş durumu oluşturmak üzere bir araya geldiğinde, iki parçacığın öteleme ve dönme entropisi tek bir parçacığa karşılık gelen değerlere düşer; Titreşim entropisindeki hafif bir artış bu etkiyi telafi etmek için yeterli değildir. Aktivasyon entropileri esas olarak entalpilerden çok yapıya bağlı olarak değişir. Aktivasyon entropileri çoğu durumda Price ve Hammett kuralına uygundur. Bu seri aynı zamanda silap entropisindeki artışın karşılık gelen hidrokarbonların bilinen mutlak entropilerinden muhtemelen doğru bir şekilde hesaplanabilmesi açısından özel bir öneme sahiptir. Kimyasal reaksiyon hızının sıcaklığa bağımlılığı Van't Hoff kuralı ile belirlenir. Stereokimyanın kurucusu Hollandalı kimyager Van't Hoff Jacob Hendrick, 1901'de kimya alanında Nobel Ödülü kazanan ilk kişi oldu. Kimyasal dinamik ve ozmotik basınç yasalarını keşfetmesi nedeniyle kendisine verildi. Van't Hoff, kimyasal maddelerin mekansal yapısı hakkında fikirler ortaya attı. Kimyadaki temel ve uygulamalı araştırmalarda ilerlemenin fiziksel ve matematiksel yöntemler kullanılarak sağlanabileceğinden emindi. Reaksiyon hızları teorisini geliştirerek kimyasal kinetiği yarattı. Dolayısıyla, kimyasal reaksiyonların kinetiği, meydana gelme oranının, reaksiyon sürecinde hangi kimyasal etkileşimin meydana geldiğinin ve reaksiyonların çeşitli faktörlere bağımlılığının incelenmesidir. Farklı reaksiyonların farklı oluşum oranları vardır. Kimyasal reaksiyon hızı doğrudan reaksiyona giren kimyasalların doğasına bağlıdır. NaOH ve HCl gibi bazı maddeler saniyeden çok daha kısa sürede reaksiyona girebilir. Ve bazı kimyasal reaksiyonlar yıllarca sürer. Böyle bir reaksiyonun örneği demirin paslanmasıdır. Reaksiyonun hızı aynı zamanda reaktanların konsantrasyonuna da bağlıdır. Reaktiflerin konsantrasyonu ne kadar yüksek olursa reaksiyon hızı da o kadar yüksek olur. Reaksiyon sırasında reaktiflerin konsantrasyonu azalır, dolayısıyla reaksiyon hızı yavaşlar. Yani, ilk anda hız her zaman sonraki anlardan daha yüksektir. V = (C sonu – Başlangıçtan itibaren)/(t sonu – t başlangıcı) Reaktif konsantrasyonları belirli zaman aralıklarında belirlenir. Reaksiyon hızının bağlı olduğu önemli bir faktör sıcaklıktır. Tüm moleküller diğerleriyle çarpışır. Saniyedeki darbe sayısı çok yüksektir. Ancak yine de kimyasal reaksiyonlar büyük bir hızda gerçekleşmez. Bunun nedeni, reaksiyon sırasında moleküllerin aktif bir kompleks halinde bir araya gelmesi gerektiğidir. Ve yalnızca kinetik enerjisi bunun için yeterli olan aktif moleküller onu oluşturabilir. Az sayıda aktif molekülle reaksiyon yavaş ilerler. Sıcaklık arttıkça aktif moleküllerin sayısı artar. Sonuç olarak reaksiyon hızı daha yüksek olacaktır. Van't Hoff, kimyasal reaksiyon hızının, reaksiyona giren maddelerin birim zamandaki konsantrasyonundaki doğal bir değişiklik olduğuna inanıyordu. Ancak her zaman tekdüze değildir. Van't Hoff kuralı şunu belirtir: Sıcaklıktaki her 10°'lik artışla kimyasal reaksiyonun hızı 2-4 kat artar.
. Matematiksel olarak van't Hoff kuralı şuna benzer: Nerede V2 t 2, A V 1
– sıcaklıkta reaksiyon hızı t1; ɣ
- reaksiyon hızının sıcaklık katsayısı. Bu katsayı sıcaklıktaki hız sabitlerinin oranıdır t+10 Ve T. Yani eğer ɣ
= 3 ve 0 o C'de reaksiyon 10 dakika sürer, daha sonra 100 o C'de sadece 0,01 saniye sürer. Kimyasal reaksiyon hızındaki keskin bir artış, artan sıcaklıkla birlikte aktif moleküllerin sayısındaki artışla açıklanmaktadır. Van't Hoff kuralı yalnızca 10-400 o C sıcaklık aralığında geçerlidir. Büyük moleküllerin katıldığı reaksiyonlar Van't Hoff kuralına uymaz. Reaksiyon hızı sabiti sıcaklığın bir fonksiyonudur; Sıcaklıktaki bir artış genellikle hız sabitini artırır. Sıcaklığın etkisini dikkate almaya yönelik ilk girişim, aşağıdaki temel kuralı formüle eden Van't Hoff tarafından yapılmıştır: Sıcaklıktaki her 10 derecelik artışla, temel kimyasal reaksiyonun hız sabiti 2-4 kat artar. Sıcaklık 10 derece arttığında hız sabitinin kaç kat arttığını gösteren değer reaksiyon hızı sabitinin sıcaklık katsayısıγ. Matematiksel olarak van't Hoff kuralı şu şekilde yazılabilir: Ancak Van't Hoff kuralı yalnızca dar bir sıcaklık aralığında uygulanabilir, çünkü reaksiyon hızının sıcaklık katsayısı γ'nın kendisi sıcaklığın bir fonksiyonudur; çok yüksek ve çok düşük sıcaklıklarda γ birliğe eşit olur (yani kimyasal reaksiyonun hızı sıcaklığa bağlı olmaktan çıkar). Arrhenius denklemi Parçacıkların etkileşiminin çarpışmaları sırasında meydana geldiği açıktır; ancak moleküllerin çarpışmalarının sayısı çok büyüktür ve eğer her çarpışma parçacıkların kimyasal etkileşimine yol açsaydı, tüm reaksiyonlar neredeyse anında ilerleyecekti. Arrhenius, moleküllerin çarpışmasının ancak çarpışan moleküllerin belirli bir miktarda enerjiye (aktivasyon enerjisine) sahip olması durumunda etkili olacağını (yani bir reaksiyona yol açacağını) öne sürdü. Aktivasyon enerjisi, moleküllerin çarpışmaları kimyasal etkileşime yol açmadan önce sahip olması gereken minimum enerjidir. Bazı temel reaksiyonların yolunu düşünün A + B ––> C Parçacıkların kimyasal etkileşimi, eski kimyasal bağların kırılması ve yenilerinin oluşumu ile ilişkili olduğundan, her temel reaksiyonun, aktifleştirilmiş kompleks adı verilen bazı kararsız ara bileşiklerin oluşumundan geçtiğine inanılmaktadır: A ––> K # ––> B Aktifleştirilmiş bir kompleksin oluşumu her zaman belirli bir miktarda enerjinin harcanmasını gerektirir; bu, öncelikle parçacıklar birbirine yaklaştığında elektron kabuklarının ve atom çekirdeklerinin itilmesinden ve ikinci olarak belirli bir uzaysal konfigürasyon oluşturma ihtiyacından kaynaklanır. Aktifleştirilmiş kompleksteki atomların sayısı ve elektron yoğunluğunun yeniden dağıtılması. Bu nedenle başlangıç durumundan son duruma giden yolda sistemin bir tür enerji bariyerini aşması gerekir. Bir reaksiyonun aktivasyon enerjisi, aktifleştirilmiş kompleksin ortalama enerjisinin, reaktanların ortalama enerji seviyesi üzerindeki fazlalığına yaklaşık olarak eşittir. Açıkçası, eğer doğrudan reaksiyon ekzotermik ise, o zaman ters reaksiyon E "A'nın aktivasyon enerjisi, doğrudan reaksiyon E A'nın aktivasyon enerjisinden daha yüksektir. İleri ve geri reaksiyonların aktivasyon enerjileri, değişim yoluyla birbirleriyle ilişkilidir. Reaksiyon sırasında iç enerjide Yukarıdakiler, enerji kimyasal reaksiyon diyagramları kullanılarak gösterilebilir (Şekil 2.5). Pirinç. 2.5. Bir kimyasal reaksiyonun enerji diyagramı. E out, başlangıç maddelerinin parçacıklarının ortalama enerjisidir, E cont, reaksiyon ürünlerinin parçacıklarının ortalama enerjisidir. Sıcaklık, parçacıkların ortalama kinetik enerjisinin bir ölçüsü olduğundan, sıcaklıktaki bir artış, enerjisi aktivasyon enerjisine eşit veya daha büyük olan parçacıkların oranında bir artışa yol açar, bu da reaksiyon hız sabitinde bir artışa yol açar (Şekil 1). .2.6): Pirinç. 2.6. Parçacıkların enerji dağılımı. Burada nE/N, E enerjili parçacıkların oranıdır; E i - T i sıcaklığındaki ortalama parçacık enerjisi (T 1< T 2 < T 3). Reaksiyon hız sabitinin sıcaklığa ve aktivasyon enerjisine bağımlılığını açıklayan bir ifadenin (Arrhenius denklemi) termodinamik türetilmesini ele alalım. Van't Hoff izobar denklemine göre, Denge sabiti ileri ve geri reaksiyonların hız sabitlerinin oranı olduğundan, (II.31) ifadesini aşağıdaki gibi yeniden yazabiliriz: ΔH° reaksiyonunun entalpisindeki değişimi iki E 1 ve E 2 değeri arasındaki fark olarak sunarak şunu elde ederiz: Burada C bir sabittir. C = 0 olduğunu varsaydıktan sonra, E A'nın aktivasyon enerjisi olduğu Arrhenius denklemini elde ederiz: İfadenin belirsiz entegrasyonundan sonra (II.35), Arrhenius denklemini integral formda elde ederiz: Pirinç. 2.7. Bir kimyasal reaksiyonun hız sabitinin logaritmasının ters sıcaklığa bağımlılığı. Burada A integralin sabitidir. Denklem (II.37)'den, sonsuzluğa doğru giden bir sıcaklıkta reaksiyon hızı sabitine eşit olan üstel faktör A'nın fiziksel anlamını göstermek kolaydır. (II.36) numaralı ifadeden görülebileceği gibi, hız sabitinin logaritması ters sıcaklığa doğrusal olarak bağlıdır (Şekil 2.7); aktivasyon enerjisi E A'nın büyüklüğü ve ön üstel faktör A'nın logaritması grafiksel olarak belirlenebilir (düz çizginin apsis eksenine eğim açısının tanjantı ve ordinat ekseninde düz çizgi tarafından kesilen bölüm) ). Reaksiyonun aktivasyon enerjisini ve herhangi bir T1 sıcaklığındaki hız sabitini bilerek, Arrhenius denklemini kullanarak herhangi bir T2 sıcaklığındaki hız sabitinin değerini hesaplayabilirsiniz:k = koe-E/RT
Kimyasal reaksiyon hızı
Van't Hoff kuralı
(II.30)
(II.32)
(II.33)
(II.34)
(II.36)
(II.37)
(II.39)
