Reaksiya tezligi konstantasi haroratning funktsiyasidir; haroratning oshishi odatda tezlik konstantasini oshiradi. Harorat ta'sirini hisobga olishga birinchi urinish Van't Xoff tomonidan amalga oshirildi va u quyidagi asosiy qoidani ishlab chiqdi:
Har 10 daraja haroratning oshishi bilan elementar kimyoviy reaktsiyaning tezlik konstantasi 2-4 marta ortadi.
Haroratning 10 darajaga ko'tarilishi bilan tezlik konstantasi necha marta oshishini ko'rsatadigan qiymat reaksiya tezligi konstantasining harorat koeffitsienti g. Matematik jihatdan Vant-Xoff qoidasini quyidagicha yozish mumkin:
(II.30)
Biroq, Vant-Xoff qoidasi faqat tor harorat oralig'ida qo'llaniladi, chunki reaksiya tezligining harorat koeffitsienti g ning o'zi harorat funktsiyasidir; juda yuqori va juda past haroratlarda g birlikka teng bo'ladi (ya'ni, kimyoviy reaksiya tezligi haroratga bog'liq bo'lishni to'xtatadi).
Arrenius tenglamasi
Shubhasiz, zarrachalarning o'zaro ta'siri ularning to'qnashuvi paytida amalga oshiriladi; ammo molekulalarning to'qnashuvlari soni juda katta va agar har bir to'qnashuv zarrachalarning kimyoviy o'zaro ta'siriga olib kelgan bo'lsa, barcha reaktsiyalar deyarli bir zumda davom etadi. Arrenius molekulalarning to'qnashuvi samarali bo'ladi (ya'ni, ular reaktsiyaga olib keladi) faqat to'qnashuvchi molekulalar ma'lum miqdorda energiyaga, aktivlanish energiyasiga ega bo'lsa, deb taxmin qildi.
Faollanish energiyasi - bu molekulalarning to'qnashuvi kimyoviy o'zaro ta'sirga olib kelishi uchun bo'lishi kerak bo'lgan minimal energiya.
Ba'zi elementar reaktsiyaning yo'lini ko'rib chiqing
A + B ––> C
Zarrachalarning kimyoviy o'zaro ta'siri eski kimyoviy aloqalarning uzilishi va yangilarining paydo bo'lishi bilan bog'liq bo'lganligi sababli, har qanday elementar reaktsiya faollashtirilgan kompleks deb ataladigan ba'zi bir beqaror oraliq birikma hosil bo'lishidan o'tadi, deb ishoniladi:
A ––> K # ––> B
Faollashgan kompleksning hosil bo'lishi har doim ma'lum miqdorda energiya sarflashni talab qiladi, bu birinchidan, zarralar bir-biriga yaqinlashganda elektron qobiqlar va atom yadrolarining itarilishi va ikkinchidan, ma'lum bir fazoviy qurish zarurati bilan bog'liq. faollashtirilgan kompleksdagi atomlarning konfiguratsiyasi va elektron zichligini qayta taqsimlash. Shunday qilib, dastlabki holatdan yakuniy holatga o'tish yo'lida tizim qandaydir energiya to'sig'ini engib o'tishi kerak. Reaksiyani faollashtirish energiyasi taxminan faollashtirilgan kompleksning o'rtacha energiyasining reaktivlarning o'rtacha energiya darajasidan oshib ketishiga teng. Shubhasiz, agar to'g'ridan-to'g'ri reaktsiya ekzotermik bo'lsa, u holda teskari reaktsiyaning faollashuv energiyasi E "A to'g'ridan-to'g'ri reaktsiyaning faollashuv energiyasidan yuqori bo'ladi E A. To'g'ridan-to'g'ri va teskari reaktsiyalarning faollashuv energiyalari o'zgarish orqali bir-biri bilan bog'liq. reaksiya jarayonida ichki energiyada.Yuqoridagilarni energiya kimyoviy reaksiya diagrammalari yordamida tasvirlash mumkin (2.5-rasm).
Guruch. 2.5. Kimyoviy reaksiyaning energiya diagrammasi. E ref - boshlang'ich moddalar zarrachalarining o'rtacha energiyasi, E prod - reaktsiya mahsulotlari zarralarining o'rtacha energiyasi.
Harorat zarrachalarning o'rtacha kinetik energiyasining o'lchovi bo'lganligi sababli, haroratning oshishi energiyasi faollashuv energiyasiga teng yoki undan katta bo'lgan zarralar ulushining oshishiga olib keladi, bu esa reaktsiya tezligi konstantasining oshishiga olib keladi (2-rasm). 2.6):
Guruch. 2.6. Zarrachalarning energiya taqsimoti. Bu erda nE/N - energiya E bo'lgan zarrachalarning ulushi; E i - T i haroratdagi o'rtacha zarracha energiyasi (T 1< T 2 < T 3).
Reaksiya tezligi konstantasining haroratga va aktivlanish energiyasining qiymatiga bog'liqligini tavsiflovchi ifodaning termodinamik hosilasini - Arrenius tenglamasini ko'rib chiqamiz. Vant-Xoff izobar tenglamasiga ko'ra,
Muvozanat konstantasi to‘g‘ridan-to‘g‘ri va teskari reaksiyalarning tezlik konstantalarining nisbati bo‘lgani uchun (II.31) ifodani quyidagicha qayta yozish mumkin:
(II.32)
Ikki E 1 va E 2 qiymatlari o'rtasidagi farq sifatida DHº reaktsiyasi entalpiyasining o'zgarishini ifodalab, biz quyidagilarni olamiz:
(II.33)
(II.34)
Bu erda C qandaydir doimiydir. C = 0 deb taxmin qilib, biz Arrenius tenglamasini olamiz, bu erda E A - aktivlanish energiyasi:
(II.35) ifodani noaniq integrallashdan keyin Arrenius tenglamasini integral shaklda olamiz:
(II.36)
(II.37)
Guruch. 2.7. Kimyoviy reaksiya tezlik konstantasining logarifmining o'zaro haroratga bog'liqligi.
Bu yerda A - integrasiya konstantasi. (II.37) tenglamadan cheksizlikka intiluvchi haroratdagi reaksiya tezligi konstantasiga teng bo'lgan A ko'rsatkichdan oldingi omilning fizik ma'nosini ko'rsatish oson. (II.36) ifodadan ko'rinib turibdiki, tezlik konstantasining logarifmi o'zaro haroratga chiziqli bog'liqdir (2.7-rasm); faollashuv energiyasining qiymati E A va ko‘rsatkichdan oldingi omil A logarifmini grafik usulda aniqlash mumkin (to‘g‘ri chiziqning abscissa o‘qiga qiyaligi tangensi va y o‘qida to‘g‘ri chiziq bilan kesilgan segment) .
Reaksiyaning faollashuv energiyasini va har qanday T 1 haroratdagi tezlik konstantasini bilib, Arrhenius tenglamasidan foydalanib, istalgan T 2 haroratda tezlik konstantasining qiymatini hisoblashingiz mumkin:
(II.39)
Reaksiya tezligining haroratga bog'liqligi taxminan Vant-Xoff qoidasi bilan aniqlanadi: haroratning har 10 daraja o'zgarishi uchun ko'pchilik reaktsiyalarning tezligi 2-4 marta o'zgaradi.
Matematik jihatdan Vant-Xoff qoidasi quyidagicha ifodalanadi:
bu yerda v(T2) va v(T1) mos ravishda T2 va T1 (T2> T1) haroratlarda reaksiya tezligi;
g - reaksiya tezligining harorat koeffitsienti.
Endotermik reaksiya uchun g ning qiymati ekzotermik reaktsiyaga qaraganda yuqori. Ko'pgina reaksiyalar uchun g 2-4 oralig'ida bo'ladi.
g qiymatining jismoniy ma'nosi shundaki, u har 10 daraja harorat o'zgarishi bilan reaksiya tezligi necha marta o'zgarishini ko'rsatadi.
Kimyoviy reaksiyaning reaksiya tezligi va tezlik konstantasi to‘g‘ridan-to‘g‘ri proportsional bo‘lgani uchun (3.6) ifoda ko‘pincha quyidagi ko‘rinishda yoziladi:
(3.7)
bu yerda k(T2), k(T1) mos ravishda reaksiya tezligi konstantalari
T2 va T1 haroratlarda;
g - reaksiya tezligining harorat koeffitsienti.
8-misol Reaksiya tezligini 27 marta oshirish uchun haroratni necha darajaga oshirish kerak? Reaksiyaning harorat koeffitsienti 3 ga teng.
Yechim. Biz (3.6) ifodadan foydalanamiz:
Biz olamiz: 27 = , = 3, DT = 30.
Javob: 30 daraja.
Reaktsiya tezligi va unga ketadigan vaqt teskari bog'liqdir: v qanchalik katta bo'lsa
t dan kam. Matematik jihatdan bu munosabat bilan ifodalanadi
9-misol 293 K haroratda reaksiya 2 daqiqada davom etadi. Agar g = 2 bo'lsa, bu reaksiya 273 K haroratda qancha vaqt davom etadi.
Yechim. (3.8) tenglama quyidagilarni nazarda tutadi:
.
Biz (3.6) tenglamadan foydalanamiz, chunki 
Biz olamiz:
min.
Javob: 8 min.
Van't-Xoff qoidasi cheklangan miqdordagi kimyoviy reaktsiyalar uchun qo'llaniladi. Haroratning jarayonlar tezligiga ta'siri ko'pincha Arrhenius tenglamasi bilan aniqlanadi.
Arrenius tenglamasi . 1889 yilda shved olimi S.Arreyus tajribalar asosida uning nomi bilan atalgan tenglamani chiqardi.
bu yerda k - reaksiya tezligi konstantasi;
k0 - eksponentdan oldingi omil;
e - natural logarifmning asosi;
Ea - faollashuv energiyasi deb ataladigan doimiy qiymat, reaktivlarning tabiati bilan belgilanadi:
R universal gaz konstantasi, 8,314 J/mol×K ga teng.
Kimyoviy reaktsiyalar uchun Ea qiymatlari 4 - 400 kJ / mol oralig'ida.
Ko'pgina reaktsiyalar ma'lum bir energiya to'sig'i bilan tavsiflanadi. Uni engish uchun faollashuv energiyasi kerak - bir oz ortiqcha energiya (ma'lum bir haroratda molekulalarning zararli energiyasiga nisbatan), molekulalarning to'qnashuvi samarali bo'lishi uchun bo'lishi kerak, ya'ni yangi moddaning paydo bo'lishiga olib keladi. . Haroratning ko'tarilishi bilan faol molekulalar soni tez o'sib boradi, bu esa reaktsiya tezligining keskin oshishiga olib keladi.
Umuman olganda, agar reaksiya harorati T1 dan T2 ga o'zgarsa, logarifm olingandan keyin (3.9) tenglama quyidagi shaklni oladi:
. (3.10)
Bu tenglama harorat T1 dan T2 gacha o'zgarganda reaksiyaning faollanish energiyasini hisoblash imkonini beradi.
Kimyoviy reaksiyalar tezligi katalizator ishtirokida ortadi. Katalizatorning ta'siri shundan iboratki, u reagentlar bilan beqaror oraliq birikmalar (faollashtirilgan komplekslar) hosil qiladi, ularning parchalanishi reaktsiya mahsulotlari hosil bo'lishiga olib keladi. Shu bilan birga, faollashuv energiyasi kamayadi va molekulalar faollashadi, ularning energiyasi katalizator bo'lmaganda reaktsiyani amalga oshirish uchun etarli emas edi. Natijada faol £ molekulalarining umumiy soni ortadi va reaksiya tezligi ortadi.
Katalizator ishtirokida reaktsiya tezligining o'zgarishi quyidagi tenglama bilan ifodalanadi:
, (3.11)
bu yerda vcat, va Ea(mushuk) - katalizator ishtirokidagi kimyoviy reaksiyaning tezligi va faollanish energiyasi;
v va Ea - katalizatorsiz kimyoviy reaksiyaning tezligi va aktivlanish energiyasi.
10-misol. Katalizator bo'lmaganda ma'lum reaksiyaning faollanish energiyasi 75,24 kJ/mol, katalizator bilan - 50,14 kJ/mol. Agar reaksiya 298 K haroratda davom etsa, katalizator ishtirokida reaksiya tezligi necha marta ortadi? Yechim. Biz (3.11) tenglamadan foydalanamiz. Ma'lumotlarni tenglamaga almashtirish
6070104 “Dengiz va daryo transporti” yo‘nalishi talabalari uchun
mutaxassisliklar
"Kema elektr jihozlari va avtomatlashtirishdan foydalanish",
yo'nalishi 6.050702 "Elektromexanika" mutaxassisligi
"Avtomobillarning elektr tizimlari va komplekslari",
"Elektromexanik avtomatlashtirish tizimlari va elektr haydovchi"
kunduzgi va sirtqi ta'lim
Murojaat ______ nusxa Nashr qilish uchun imzolangan _____________.
Buyurtma raqami _______. Hajmi 1,08 p.l.
"Kerch davlat dengiz texnologik universiteti" nashriyoti
98309 Kerch, Orjonikidze, 82.
Vant-Xoff qoidasi. Arrenius tenglamasi.
Van't Xoffning 1880-yilda tuzilgan empirik qoidasiga ko'ra, reaksiya xona haroratiga yaqin haroratda o'tkazilsa, ko'pchilik reaksiyalar tezligi haroratning 10 gradusga oshishi bilan 2-4 marta ortadi. Masalan, gazsimon azot oksidining (V) yarim yemirilish davri 35°C da taxminan 85 minut, 45°C da taxminan 22 minut. va 55 ° C da - taxminan 8 min.
Biz allaqachon bilamizki, har qanday doimiy haroratda reaksiya tezligi empirik kinetik tenglama bilan tavsiflanadi, aksariyat hollarda (juda murakkab mexanizmga ega bo'lgan reaktsiya bundan mustasno) tezlik konstantasi va reaktivlarning kontsentratsiyasi teng kuchlarda hosil bo'ladi. reaksiya buyruqlari bo'yicha. Reagentlarning kontsentratsiyasi amalda haroratga bog'liq emas, tajriba shuni ko'rsatadiki, buyurtmalar xuddi shunday qiladi. Binobarin, tezlik konstantalari reaksiya tezligining haroratga keskin bog'liqligi uchun javobgardir. Tezlik konstantasining haroratga bog'liqligi odatda bilan tavsiflanadi reaksiya tezligi harorat koeffitsienti, bu 10 daraja farq qiladigan haroratlarda tezlik konstantalarining nisbati
va van't-Xoff qoidasiga ko'ra, taxminan 2-4 ga teng.
Keling, gazlarning molekulyar-kinetik nazariyasi nuqtai nazaridan gaz fazasidagi bir hil reaksiya misolidan foydalanib, reaktsiya tezligining harorat koeffitsientlarining kuzatilgan yuqori qiymatlarini tushuntirishga harakat qilaylik. O'zaro ta'sir qiluvchi gazlarning molekulalari bir-biri bilan reaksiyaga kirishishi uchun ularning to'qnashuvi kerak, bunda ba'zi aloqalar buziladi, boshqalari hosil bo'ladi, buning natijasida yangi molekula - reaktsiya mahsulotining molekulasi paydo bo'ladi. Binobarin, reaksiya tezligi reaksiyaga kirishuvchi molekulalarning to`qnashuvlari soniga, to`qnashuvlar soni esa, xususan, molekulalarning xaotik issiqlik harakati tezligiga bog`liq. Molekulalarning tezligi va shunga mos ravishda to'qnashuvlar soni harorat bilan ortadi. Biroq, faqat molekulalarning tezligining oshishi harorat bilan reaktsiyalar tezligining bunday tez o'sishini tushuntirmaydi. Darhaqiqat, gazlarning molekulyar kinetik nazariyasiga ko'ra, molekulalarning o'rtacha tezligi mutlaq haroratning kvadrat ildiziga mutanosibdir, ya'ni tizim haroratining 10 darajaga ko'tarilishi bilan, masalan, 300 dan 310 K gacha, molekulalarning o'rtacha tezligi bor-yo'g'i 310/300 = 1,02 marta ortadi - bu Vant-Xoff qoidasi talab qilganidan ancha past.
Shunday qilib, reaksiya tezligi konstantalarining haroratga bog'liqligini faqat to'qnashuvlar sonining ko'payishi bilan izohlab bo'lmaydi. Shubhasiz, bu erda yana bir muhim omil ishlaydi. Buni aniqlash uchun keling, turli haroratlarda ko'p sonli zarrachalarning xatti-harakatlarini batafsilroq tahlil qilishga murojaat qilaylik. Hozirgacha biz molekulalarning issiqlik harakatining o'rtacha tezligi va uning harorat bilan o'zgarishi haqida gapirgan edik, lekin agar tizimdagi zarralar soni ko'p bo'lsa, u holda statistika qonunlariga ko'ra, alohida zarralar tezlikka ega bo'lishi mumkin. va shunga mos ravishda, ma'lum bir harorat uchun o'rtacha qiymatdan katta yoki kamroq darajada og'ish kinetik energiya. Bu holat rasmda ko'rsatilgan. (3.2), qaysi
qismlar qanday taqsimlanganligini ko'rsatadi -
3.2. Har xil haroratlarda zarrachalarning kinetik energiya bo'yicha taqsimlanishi:
2-T 2; 3-T 3; Ti ts ma'lum bir haroratda kinetik energiyada. Masalan, Ti haroratiga mos keladigan 1-egri chiziqni ko'rib chiqaylik. Tizimdagi zarrachalarning umumiy soni (biz uni N 0 bilan belgilaymiz) egri chiziq ostidagi maydonga teng. Ni ga teng bo'lgan maksimal zarrachalar soni ma'lum bir harorat uchun E 1 kinetik energiyaning eng ko'p bo'lishi mumkin. Vertikalning o'ng tomonidagi egri chiziq ostidagi maydonga soni teng bo'lgan zarralar E 1 yuqori energiyaga ega bo'ladi va vertikaldan chap tomondagi maydon E dan kam energiyaga ega bo'lgan zarrachalarga mos keladi. Kinetik energiya o'rtachadan qanchalik ko'p farq qilsa, zarrachalar kamroq bo'ladi. Masalan, ba'zi energiya E a ni E 1 dan kattaroq tanlaymiz. Ti haroratida energiyasi E a qiymatidan oshib ketadigan zarralar soni zarrachalar umumiy sonining faqat kichik bir qismini tashkil qiladi - bu vertikal E a o'ng tomonidagi 1 egri chiziq ostidagi qoraygan maydon. Biroq, T 2 yuqori haroratda, ko'proq zarralar allaqachon E a (egri 2) dan ortiq energiyaga ega va harorat T 3 (egri 3) ga oshishi bilan E a energiyasi o'rtacha qiymatga yaqin bo'lib chiqadi. , va bunday kinetik energiya zaxirasi allaqachon barcha molekulalarning yarmiga ega bo'ladi. Reaktsiya tezligi molekulalarning vaqt birligidagi to'qnashuvlarining umumiy soni bilan emas, balki molekulalar ishtirok etadigan, kinetik energiyasi ma'lum E a chegarasidan oshib ketadigan qismi bilan belgilanadi, bu reaktsiyaning faollashuv energiyasi deb ataladi. . Agar elementar reaktsiya muvaffaqiyatli davom etishi uchun to'qnashuv eski aloqalarni uzib, yangilarini yaratish uchun sharoit yaratish kerakligini eslasak, bu tushunarli bo'ladi. Albatta, bu energiya sarflashni talab qiladi - to'qnashuvchi zarrachalar uni etarli darajada ta'minlashi kerak. Shvetsiyalik olim S. Arrenius harorat oshishi bilan reaksiyalarning ko'p tezligining ortishi chiziqli bo'lmagan (van't-Xoff qoidasidan farqli o'laroq) sodir bo'lishini aniqladi. Arrenius ko'p hollarda reaksiya tezligi konstantasi tenglamaga bo'ysunishini aniqladi LgK=lgA - , (3.14) qaysi nomi berilgan Arrenius tenglamalari. EA - faollashtirish energiyasi (pastga qarang) R - molyar gaz konstantasi, 8,314 J / mol۰K ga teng, T - mutlaq harorat A doimiy yoki harorat qiymatiga juda kam bog'liq. U chastota omili deb ataladi, chunki u molekulyar to'qnashuvlarning chastotasi va to'qnashuv molekulalarning reaktsiya uchun qulay yo'nalishida sodir bo'lish ehtimoli bilan bog'liq. (3.14) dan ko'rinib turibdiki, aktivlanish energiyasi E ortishi bilan tezlik konstantasi TO
kamayadi. Shuning uchun reaktsiya tezligi uning energiya to'sig'i ortishi bilan kamayadi (pastga qarang). Chipta raqami 2 1) NOORGANIK BIRIKMALARNING ASOSIY SINFLARI: Asoslar, oksidlar, kislotalar, tuzlar. 2) Be - berilliy. Kimyoviy xossalari: berilliy xona haroratida nisbatan reaksiyaga kirishmaydi. Yilni shaklda, hatto qizil issiqlikda ham suv va suv bug'lari bilan reaksiyaga kirishmaydi va 600 ° C gacha havo bilan oksidlanmaydi. Yontirilganda berilliy kukuni yorqin olov bilan yonib, oksid va nitrid hosil qiladi. Galogenlar berilliy bilan 600 °C dan yuqori haroratlarda reaksiyaga kirishadi, xalkogenlar esa undan ham yuqori haroratni talab qiladi. Jismoniy xususiyatlar: Berilliy nisbatan qattiq, ammo mo'rt, kumush-oq metalldir. U yuqori elastiklik moduliga ega - 300 GPa (po'latlar uchun - 200-210 GPa). Havoda u chidamli oksidli plyonka bilan faol qoplanadi. Magniy (Mg). Jismoniy xususiyatlar: Magniy kumush-oq metall bo'lib, olti burchakli panjarali, kosmik guruhi P 63 / mmc, panjara parametrlari a = 0,32029 nm, c = 0,52000 nm, Z = 2. Oddiy sharoitlarda magniy yuzasi kuchli himoya plyonka bilan qoplangan. magniy oksidi MgO , havoda taxminan 600 ° C gacha qizdirilganda vayron bo'ladi, shundan so'ng metall ko'zni qamashtiruvchi oq olov bilan yonib, magniy oksidi va Mg3N2 nitridi hosil qiladi. Kimyoviy xossalari: Chang magniyning kaliy permanganat KMnO4 bilan aralashmasi - portlovchi Issiq magniy suv bilan reaksiyaga kirishadi: Mg (parchalanish) + H2O = MgO + H2; Ishqorlar magniyga ta'sir qilmaydi, u vodorod ajralib chiqishi bilan kislotalarda oson eriydi: Mg + 2HCl = MgCl2 + H2; Havoda qizdirilganda magniy oksid hosil qilish uchun yonadi; azot bilan oz miqdorda nitrid ham hosil bo'lishi mumkin: 2Mg + O2 = 2MgO; 3Mg + N2 = Mg3N2 Chipta raqami 3. Eruvchanlik- moddaning boshqa moddalar bilan bir hil sistemalar hosil qilish qobiliyati - modda alohida atomlar, ionlar, molekulalar yoki zarralar shaklida bo'lgan eritmalar. to'yingan eritma- berilgan sharoitda erigan moddaning maksimal konsentratsiyasiga erishgan va endi erimaydigan eritma. Berilgan moddaning cho'kmasi eritmadagi modda bilan muvozanatda bo'ladi. to'yinmagan eritma- erigan moddaning kontsentratsiyasi to'yingan eritmadagidan kamroq bo'lgan va berilgan sharoitda uning bir qismini ko'proq eritishi mumkin bo'lgan eritma. O'ta to'yingan eritmalar- ulardagi erigan moddaning miqdori ma'lum sharoitlarda uning normal eruvchanligidan yuqori bo'lishi bilan tavsiflangan eritmalar. Genri qonuni- doimiy haroratda gazning ma'lum suyuqlikdagi eruvchanligi ushbu gazning eritma ustidagi bosimiga to'g'ridan-to'g'ri proportsional bo'lgan qonun. Qonun faqat ideal echimlar va past bosim uchun javob beradi. Genri qonuni odatda quyidagicha yoziladi: Bu erda p - eritma ustidagi gazning qisman bosimi, c - molning fraktsiyalarida eritmadagi gaz konsentratsiyasi, k - Genri koeffitsienti. Ekstraksiya(kech lotincha ekstraksiyadan - ekstraktsiya), ekstraksiya, selektiv (selektiv) erituvchilar (ekstraktorlar) yordamida suyuq yoki qattiq moddalar aralashmasini ajratish jarayoni. Chipta raqami 4. 1)Massa ulushi erigan moddaning massasining eritmaning umumiy massasiga nisbati. Ikkilik yechim uchun ō(x) = m(x) / (m(x) + m(s)) = m(x) / m bu yerda ō(x) - erigan moddaning X massa ulushi m(x) - erigan moddaning massasi X, g; m(s) - erituvchining massasi S, g; m \u003d m (x) + m (s) - eritmaning massasi, g. 2)alyuminiy- atom raqami 13 bo'lgan D. I. Mendeleyev kimyoviy elementlar davriy tizimining uchinchi davri uchinchi guruhining asosiy kichik guruhi elementi. Tabiatda topish: Tabiiy alyuminiy deyarli butunlay yagona barqaror izotopdan, 27Al izotopidan iborat bo'lib, 26Al izi bo'lib, argon yadrolari kosmik nurlar protonlari bilan bombardimon qilinganda atmosferada hosil bo'lgan yarim yemirilish davri 720 000 yil bo'lgan radioaktiv izotopdir. Kvitansiya: Bu alyuminiy oksidi Al2O3 ni Na3AlF6 kriyolit eritmasida eritishdan iborat, so'ngra sarflanadigan koks pechi yoki grafit elektrodlari yordamida elektroliz qilinadi. Ushbu olish usuli katta miqdorda elektr energiyasini talab qiladi va shuning uchun faqat 20-asrda talab qilingan. Aluminotermiya- metallar, metall bo'lmaganlar (shuningdek, qotishmalar) oksidlarini metall alyuminiy bilan kamaytirish orqali olish usuli. Chipta raqami 5. NOELEKTROLITLARNING ERITMALARI, ikkilik yoki ko'p komponentli pier. tarkibi doimiy ravishda o'zgarishi mumkin bo'lgan tizimlar (hech bo'lmaganda ma'lum chegaralarda). Elektrolit eritmalaridan farqli o'laroq, elektrolit bo'lmagan eritmalarda (mol. eritmalar) sezilarli konsentratsiyalarda zaryadlangan zarrachalar mavjud emas. noelektrolitlarning eritmalari qattiq, suyuq va gazsimon bo'lishi mumkin. Raulning birinchi qonuni Raulning birinchi qonuni eritma ustidagi toʻyingan bugʻ bosimini uning tarkibiga bogʻlaydi; u quyidagicha tuzilgan: Eritma komponentining to'yingan bug'ining qisman bosimi uning eritmadagi mol ulushiga to'g'ridan-to'g'ri proportsionaldir va proportsionallik koeffitsienti sof komponent ustidagi to'yingan bug' bosimiga teng. Raulning ikkinchi qonuni Eritmaning bug' bosimining sof erituvchining bug' bosimidan farq qilishi kristallanish va qaynash jarayonlariga sezilarli ta'sir qiladi. Raulning birinchi qonunidan eritmalarning muzlash haroratining pasayishi va qaynash haroratining oshishi bilan bog'liq ikkita oqibat kelib chiqadi, ular qo'shma shaklda Raulning ikkinchi qonuni deb nomlanadi. Krioskopiya(yunoncha kryos - sovuq va scopeo - qarash) - sof erituvchiga nisbatan eritmaning muzlash nuqtasining pasayishini o'lchash. Vant-Xoff qoidasi - Har 10 daraja harorat oshishi uchun bir jinsli elementar reaktsiyaning tezlik konstantasi ikki-to'rt marta ortadi. Suvning qattiqligi- suvning kimyoviy va fizik xususiyatlarining majmui, undagi gidroksidi tuproq metallarining erigan tuzlari, asosan kaltsiy va magniy bilan bog'liq. Chipta raqami 6. ELEKTROLITLAR ERITIMLARI, erigan moddaning molekulalarining elektrolitik dissotsiatsiyasi natijasida hosil bo'lgan ion-kationlar va anionlarning sezilarli konsentratsiyasini o'z ichiga oladi. Kuchli elektrolitlar- suyultirilgan eritmalardagi molekulalari deyarli butunlay ionlarga dissotsilangan kimyoviy birikmalar. Zaif elektrolitlar- kimyoviy birikmalar, ularning molekulalari, hatto juda suyultirilgan eritmalarda ham, ionlarga to'liq ajralmagan, dissotsilanmagan molekulalar bilan dinamik muvozanatda bo'ladi. elektrolitik dissotsiatsiya- elektrolit qutbli erituvchida eriganida yoki eritilganda uning ionlarga parchalanish jarayoni. Ostvaldning suyultirish qonuni- ikkilik kuchsiz elektrolitning suyultirilgan eritmasining ekvivalent elektr o'tkazuvchanligining eritma konsentratsiyasiga bog'liqligini ifodalovchi nisbat: P-elementlar 4 guruh- uglerod, kremniy, germaniy, qalay va qo'rg'oshin. Chipta raqami 7. 1) Elektrolitik dissotsilanish- bu qutbli erituvchi molekulalari ta'sirida moddaning ionlarga parchalanishi. pH = -lg. bufer eritmalari- Bu kislotalar yoki ishqorlar qo'shilganda ularning pH darajasi biroz o'zgargan eritmalar. Karbon kislotasi hosil bo'ladi: 1) o'rta tuzlar (karbonatlar), 2) kislotali (gidrokarbonatlar). Karbonatlar va gidrokarbonatlar termal jihatdan beqaror: CaCO3 \u003d CaO + CO2 ^, Ca (HCO3) 2 \u003d CaCO3v + CO2 ^ + H2O. Natriy karbonat (sodali suv) kimyo sanoatining asosiy mahsulotlaridan biridir. Suvli eritmada reaksiyaga qarab gidrolizlanadi Na2CO3 > 2Na+ + CO3-2, CO3-2 + H + -OH- - HCO3- + OH-. Natriy bikarbonat (pishirish soda) oziq-ovqat sanoatida keng qo'llaniladi. Gidroliz tufayli eritma ishqoriy muhitga ham ega. NaHCO3 > Na+ + HCO3-, HCO3- + H-OH - H2CO3 + OH-. Soda va ichimlik soda kislotalar bilan o'zaro ta'sir qiladi Na2CO3 + 2HCl - 2NaCl + CO2 ^ + H2O, 2Na+ + CO3-2 + 2H+ + 2Cl- - 2Na+ + 2Cl- + CO2^ + H2O, CO3-2 + 2H+ - CO2^ + H2O; NaHCO3 + CH3COOH - CH3COOHa + CO2^ + H2O, Na+ + HCO3- + CH3COOH - CH3COO- + Na+ + CO2^ + H2O, HCO3- + CH3COOH - CH3COO- + CO2^ + H2O. Chipta raqami 8. 1) eritmalarda ion almashinuvi: Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 + H2O 2Na + CO3 + 2H + SO4 → 2Na + SO4 + CO2 + H2O CO3 + 2H → CO2 + H2O Gaz evolyutsiyasi bilan: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl 2) Azotning kimyoviy xossalari. Faqat litiy, kaltsiy, magniy, azot kabi faol metallar bilan nisbatan past haroratlarda qizdirilganda o'zaro ta'sir qiladi. Azot yuqori haroratlarda va katalizatorlar ishtirokida boshqa elementlarning ko'pchiligi bilan reaksiyaga kirishadi. Kislorod N2O, NO, N2O3, NO2 va N2O5 bilan azotli birikmalar yaxshi o'rganilgan. Azotning fizik xossalari. Azot havodan bir oz engilroq; zichligi 1,2506 kg/m3 (0°S va 101325 n/m2 yoki 760 mm Hg), mp -209,86°S, tbp -195,8°S. Azot qiyinchilik bilan suyultiriladi: uning kritik harorati ancha past (-147,1°C) va kritik bosimi yuqori, 3,39 MN/m2 (34,6 kgf/sm2); suyuq azotning zichligi 808 kg/m3. Azot suvda kislorodga nisbatan kam eriydi: 0°C da 1 m3 H2O da 23,3 g azot eriydi. Suvdan yaxshiroq, azot ba'zi uglevodorodlarda eriydi. Chipta raqami 9. Gidroliz (yunoncha gidro - suv, lizis - parchalanish) moddaning suv bilan parchalanishini bildiradi. Tuz gidrolizi - tuzning suv bilan teskari o'zaro ta'siri, zaif elektrolit hosil bo'lishiga olib keladi. Suv, ozgina bo'lsa ham, ajralib chiqadi: H 2 O H + + OH -. Natriy xlorid H2O H+ + OH–, Na+ + Cl– + H2O Na+ + Cl– + H+ + OH–, NaCl + H2O (reaksiya yo'q) Neytral Natriy karbonat + HOH + OH–, 2Na+ + + H2O + OH–, Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH Ishqoriy Alyuminiy xlorid Al3+ + HOH AlOH2+ + H+, Al3+ + 3Cl– + H2O AlOH2+ + 2Cl– + H+ + Cl–, AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl kislotali Molekulyar to'qnashuvlar soniga haroratning ta'sirini model yordamida ko'rsatish mumkin. Birinchi yaqinlashishda haroratning reaksiya tezligiga ta’siri van’t-Xoff qoidasi bilan aniqlanadi (J. X. van’t-Xoff tomonidan ko‘plab reaksiyalarni eksperimental o‘rganish asosida tuzilgan): bu erda g - 2 dan 4 gacha qiymatlarni qabul qiluvchi harorat koeffitsienti. Reaksiya tezligining haroratga bog'liqligi haqidagi tushuntirishni S.Arrenius bergan. Reaktiv molekulalarning har bir to'qnashuvi reaktsiyaga olib kelmaydi, faqat eng kuchli to'qnashuvlar.
Kinetik energiyasi ortiqcha bo'lgan molekulalargina kimyoviy reaktsiyaga qodir. S. Arrhenius haroratga qarab reaksiyaga kirishuvchi zarrachalarning faol (ya'ni reaksiyaga olib keladigan) to'qnashuvlar nisbatini hisoblab chiqdi: - a = exp(-E/RT). va olib keldi Arrenius tenglamasi reaksiya tezligi konstantasi uchun: bu yerda k o va E d reaktivlarning tabiatiga bog'liq. E - molekulalarning o'zaro ta'sir qilishlari uchun ularga berilishi kerak bo'lgan energiya, deyiladi faollashtirish energiyasi.
k \u003d k o e -E / RT
