Kimyoviy reaksiya tezligining haroratga bog'liqligi. Van't-Xoff qoidasi

№2 chipta

1) NOORGANIK BIRIKMALARNING ASOSIY SINFLARI: Asoslar, oksidlar, kislotalar, tuzlar.

2) Be - berilliy.

Kimyoviy xossalari: berilliy xona haroratida nisbatan kam reaktivdir. O'zining ixcham shaklida, hatto qizil issiqlik haroratida ham suv va bug '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: Beriliy nisbatan qattiq, ammo mo'rt kumush-oq metalldir. U elastiklikning yuqori moduliga ega - 300 GPa (po'latlar uchun - 200-210 GPa). Havoda u doimiy 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 bardoshli himoya plyonka bilan qoplangan. magniy oksidi MgO dan iborat bo'lib, u havoda taxminan 600 ° C gacha qizdirilganda vayron bo'ladi, shundan so'ng metall magniy oksidi va Mg3N2 nitridi hosil qilish uchun ko'r-ko'rona oq olov bilan yonadi.

Kimyoviy xossalari: Kaliy permanganat KMnO4 bilan kukunli magniy aralashmasi - portlovchi

Issiq magniy suv bilan reaksiyaga kirishadi:

Mg (dec.) + H2O = MgO + H2;

Ishqorlar magniyga ta'sir qilmaydi, u kislotalarda oson eriydi va vodorodni chiqaradi:

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

№3 chipta. 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. Ushbu moddaning cho'kmasi eritmadagi modda bilan muvozanatda bo'ladi.

To'yinmagan eritma- erigan moddaning kontsentratsiyasi to'yingan eritmadagiga qaraganda 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 eruvchanligiga mos keladiganidan ko'p 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), ekstraktsiya, selektiv erituvchilar (ekstraktorlar) yordamida suyuq yoki qattiq moddalar aralashmasini ajratish jarayoni.

Chipta № 4. 1)Massa ulushi Bu 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 X moddaning massa ulushi

m(x) - erigan moddaning massasi X, g;

m(s) - erituvchining massasi S, g;

m = 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 iborat 27Al, izlari 26Al bo'lgan radioaktiv izotop argon yadrolari kosmik nurlar protonlari tomonidan bombardimon qilinganda atmosferada hosil bo'lgan yarimparchalanish davri 720 000 yil.

Kvitansiya:

U alyuminiy oksidi Al2O3 ni eritilgan kriolit Na3AlF6da eritishdan iborat, so'ngra sarflanadigan koks yoki grafit elektrodlari yordamida elektroliz qilinadi. Ushbu ishlab chiqarish usuli juda ko'p elektr energiyasini talab qiladi va shuning uchun faqat 20-asrda mashhur bo'ldi.

Aluminotermiya- metallar, metall bo'lmaganlar (shuningdek, qotishmalar) oksidlarini metall alyuminiy bilan kamaytirish orqali olish usuli.

Chipta № 5. NOELEKTROLITLARNING ERITMALARI, ikkilik yoki ko'p komponentli mol. tarkibi doimiy ravishda o'zgarishi mumkin bo'lgan tizimlar (hech bo'lmaganda ma'lum chegaralarda). Elektrolitlar eritmalaridan farqli o'laroq, noelektrolitlar (mol. eritmalar) eritmalarida sezilarli konsentratsiyalarda zaryadlangan zarrachalar mavjud emas. noelektrolitlarning eritmalari qattiq, suyuq va gazsimon bo'lishi mumkin.

Raulning birinchi qonuni

Raulning birinchi qonuni eritma ustidagi to‘yingan bug‘ bosimini uning tarkibiga bog‘laydi; u quyidagicha tuzilgan:

Eritma komponentining to'yingan bug'ining qisman bosimi uning eritmadagi mol ulushiga to'g'ridan-to'g'ri proportsionaldir, proportsionallik koeffitsienti sof komponent ustidagi to'yingan bug' bosimiga teng.

Raulning ikkinchi qonuni

Eritma ustidagi bug' bosimining sof erituvchi ustidagi 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 natija olinadi, ular birlashtirilgan shaklda Raulning ikkinchi qonuni deb nomlanadi.

Krioskopiya(yunoncha kryos - sovuq va scopeo - qarayman) - sof erituvchiga nisbatan eritmaning muzlash haroratining 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- gidroksidi tuproq metallarining, asosan, kaltsiy va magniyning erigan tuzlari tarkibi bilan bog'liq bo'lgan suvning kimyoviy va fizik xususiyatlari to'plami.

Chipta № 6. ELEKTROLITLAR Eritmalari, 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 to'liq ionlarga ajraladigan kimyoviy birikmalar.

Zaif elektrolitlar- kimyoviy birikmalar, ularning molekulalari, hatto juda suyultirilgan eritmalarda ham, dissotsilanmagan molekulalar bilan dinamik muvozanatda bo'lgan ionlarga to'liq ajralmaydi.

Elektrolitik dissotsiatsiya- elektrolit qutbli erituvchida eriganida yoki erish paytida uning ionlarga parchalanish jarayoni.

Ostvaldning suyultirish qonuni- ikkilik kuchsiz elektrolitning suyultirilgan eritmasining ekvivalent elektr o'tkazuvchanligining eritma konsentratsiyasiga bog'liqligini ifodalovchi munosabat:

4-guruh P-elementlar– uglerod, kremniy, germaniy, qalay va qo‘rg‘oshin.

Chipta № 7. 1) Elektrolitik dissotsilanish- Bu qutbli erituvchi molekulalari ta'sirida moddaning ionlarga parchalanishi.

pH = -lg.

Bufer yechimlari- bu kislotalar yoki ishqorlar qo'shilganda, ularning pH biroz o'zgargan eritmalar.

Karbon kislotasi hosil bo'ladi:

1) o'rta tuzlar (karbonatlar),

2) kislotali (gidrokarbonatlar).

Karbonatlar va gidrokarbonatlar termal jihatdan beqaror:

CaCO3 = CaO + CO2^,

Ca(HCO3)2 = CaCO3v + CO2^ + H2O.

Natriy karbonat (sodali suv) kimyo sanoatining asosiy mahsulotlaridan biridir. Suvli eritmada reaksiyaga ko'ra gidrolizlanadi

Na2SO3 > 2Na+ + SO3-2,

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 pishirish soda kislotalar bilan o'zaro ta'sir qiladi

Na2SO3 + 2NCl - 2NaSl + SO2^ + N2O,

2Na+ + SO3-2 + 2N+ + 2Sl- - 2Na+ + 2Sl- + SO2^ + N2O,

CO3-2 + 2H+ - CO2^ + H2O;

NaHCO3 + CH3COON - CH3COONa + CO2^ + H2O,

Na+ + HCO3- + CH3COOH - CH3COO- + Na+ + CO2^ + H2O,

HCO3- + CH3COOH - CH3COO- + CO2^ + H2O.

Chipta № 8. 1) eritmalardagi ion almashinuvi:

Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 + H2O

2Na + CO3 + 2H + SO4 → 2Na + SO4 + CO2 + H2O

CO3 + 2H → CO2 + H2O

C gazining evolyutsiyasi: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl

2) Azotning kimyoviy xossalari. Nisbatan past haroratlarda qizdirilganda, azot faqat litiy, kaltsiy, magniy kabi faol metallar bilan 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 ° C va 101325 n / m2 yoki 760 mm Hg), erish nuqtasi -209,86 ° S, qaynash nuqtasi -195,8 ° S. Azot qiyinchilik bilan suyultiriladi: uning kritik harorati ancha past (-147,1 ° S) va kritik bosimi yuqori 3,39 Mn/m2 (34,6 kgf/sm2); Suyuq azotning zichligi 808 kg/m3. Azot suvda kislorodga qaraganda kamroq eriydi: 0°C da 23,3 g azot 1 m3 H2O da eriydi. Azot baʼzi uglevodorodlarda suvga qaraganda yaxshiroq eriydi.

Chipta № 9. Gidroliz (yunoncha gidro - suv, lizis - parchalanish) moddaning suv bilan parchalanishini bildiradi. Tuz gidrolizi - tuzning suv bilan teskari reaktsiyasi bo'lib, 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 kislota

6070104 “Dengiz va daryo transporti” yo‘nalishi talabalari uchun

mutaxassisliklar

"Kema elektr jihozlari va avtomatlashtirish uskunalarini ishlatish",

yo'nalishlari 6.050702 "Elektromexanika" mutaxassisligi

"Avtomobillarning elektr tizimlari va komplekslari",

"Elektromexanik avtomatlashtirish tizimlari va elektr haydovchi"

kunduzgi va sirtqi ta'lim shakllari

Murabbiy _____ 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.

Taxminan 1880-yilda ishlab chiqilgan Van't Xoff qoidasiga ko'ra, agar reaktsiya xona haroratiga yaqin bo'lsa, haroratning 10 gradusga ko'tarilishi bilan ko'pchilik reaktsiyalarning tezligi 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 daqiqa.

Biz allaqachon bilamizki, har qanday doimiy haroratda reaktsiya tezligi empirik kinetik tenglama bilan tavsiflanadi, aksariyat hollarda (juda murakkab mexanizmga ega bo'lgan reaktsiyalar bundan mustasno) tezlik konstantasi va reaktivlarning kontsentratsiyasiga teng kuchlarda hosil bo'ladi. reaksiya tartibi. Reagentlarning kontsentratsiyasi amalda haroratga bog'liq emas va tajriba shuni ko'rsatadiki, buyurtmalar ham mustaqildir. Binobarin, tezlik konstantalari reaksiya tezligining haroratga keskin bog'liqligi uchun javobgardir. Tezlik konstantasining haroratga bog'liqligi odatda xarakterlanadi reaksiya tezligining harorat koeffitsienti, bu 10 daraja farq qiladigan haroratlarda tezlik konstantalarining nisbati

va bu, Van't Xoff qoidasiga ko'ra, taxminan 2-4.

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 va boshqalar hosil bo'ladi, buning natijasida yangi molekula - reaktsiya mahsulotining molekulasi paydo bo'ladi. Binobarin, reaksiya tezligi reaksiyaga kirishuvchi molekulalarning to'qnashuvlar soniga, to'qnashuvlar soniga, 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 reaksiya tezligining bunday tez o'sishini tushuntirmaydi. Darhaqiqat, gazlarning molekulyar kinetik nazariyasiga ko'ra, molekulalarning o'rtacha tezligi mutlaq haroratning kvadrat ildiziga mutanosibdir, ya'ni tizimning harorati 10 gradusga, aytaylik, 300 dan 310 K gacha ko'tarilganda, o'rtacha molekulalarning tezligi atigi 310/300 = 1,02 marta ortadi - Van't Xoff qoidasi talab qilganidan ancha past.

Shunday qilib, to'qnashuvlar sonining ko'payishining o'zi reaksiya tezligi konstantalarining haroratga bog'liqligini tushuntira olmaydi. Shubhasiz, bu erda yana bir muhim omil ishlaydi. Uni ochish uchun keling, turli haroratlarda ko'p sonli zarrachalarning xatti-harakatlarini batafsilroq tahlil qilishga murojaat qilaylik. Shu paytgacha biz molekulalarning issiqlik harakatining o'rtacha tezligi va uning harorat bilan o'zgarishi haqida gapirgan edik, lekin agar tizimdagi zarrachalar 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 tasvirlangan. (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

ma'lum bir haroratda kinetik energiya bilan cy. Masalan, Ti haroratiga mos keladigan 1-egri chiziqni ko'rib chiqaylik. Tizimdagi zarrachalarning umumiy soni (uni N 0 deb 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 zarralarga to'g'ri keladi.

Kinetik energiya o'rtachadan qanchalik ko'p farq qilsa, zarrachalar kamroq bo'ladi. Keling, masalan, E a dan kattaroq energiyani 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.

Reaksiya tezligi molekulalarning vaqt birligidagi to'qnashuvlarining umumiy soni bilan emas, balki uning kinetik energiyasi ma'lum E a chegarasidan oshib ketadigan, reaksiyaning faollanish energiyasi deb ataladigan molekulalar ishtirok etgan qismi bilan belgilanadi. Agar elementar reaktsiya aktining muvaffaqiyatli sodir bo'lishi uchun to'qnashuv paytida eski aloqalar uzilib, yangilarining paydo bo'lishi uchun shart-sharoit yaratilishi kerakligini eslasak, bu tushunarli bo'ladi. Albatta, buning uchun energiya sarflanishi kerak - to'qnashayotgan zarralar uni etarli darajada ta'minlashi kerak.

Shvetsiyalik olim S. Arrenius harorat oshishi bilan reaksiyalarning ko'p tezligining ortishi nochiziqli (Van't-Xoff qoidasidan farqli ravishda) sodir bo'lishini aniqladi. Arrenius ko'p hollarda reaksiya tezligi konstantasi tenglamaga bo'ysunishini aniqladi

LgK=lgA - , (3.14)

qaysi nomi berilgan Arrenius tenglamalari.

E a - faollashtirish energiyasi (pastga qarang)

R - molyar gaz konstantasi 8,314 J/mol2K ga teng,

T - mutlaq harorat

A - doimiy yoki juda kam haroratga bog'liq qiymat. U chastota omili deb ataladi, chunki u molekulyar to'qnashuvlarning chastotasi va molekulalar reaktsiyaga mos keladigan tarzda yo'naltirilganda to'qnashuv sodir bo'lish ehtimoli bilan bog'liq. (3.14) dan ko'rinib turibdiki, faollashuv energiyasi E a ortishi bilan tezlik konstantasi TO kamayadi. Binobarin, reaktsiya tezligi uning energiya to'sig'i ortishi bilan kamayadi (pastga qarang).

Bu erda g - harorat koeffitsienti, 2 dan 4 gacha qiymatlarni oladi.

Reaksiya tezligining haroratga bog'liqligini S. Arrenius tushuntirdi. Reaktiv molekulalarning har bir to'qnashuvi reaktsiyaga olib kelmaydi, faqat eng kuchli to'qnashuvlar. Faqat ortiqcha kinetik energiyaga ega bo'lgan molekulalar kimyoviy reaktsiyaga qodir.

S. Arrhenius haroratga qarab reaksiyaga kirishuvchi zarrachalarning faol (ya'ni reaksiyaga olib keladigan) to'qnashuvlar ulushini hisoblab chiqdi: - a = exp(-E/RT). va olib keldi Arrenius tenglamasi reaksiya tezligi konstantasi uchun:

k = koe-E/RT

bu yerda ko va E d reaktivlarning tabiatiga bog'liq. E - molekulalarning o'zaro ta'sir qilishlari uchun ularga berilishi kerak bo'lgan energiya, deyiladi faollashtirish energiyasi.

Vant-Xoff qoidasi- kichik harorat oralig'ida (odatda 0 ° C dan 100 ° C gacha) kimyoviy reaktsiya tezligiga haroratning ta'sirini birinchi taxminiy hisob sifatida baholashga imkon beruvchi empirik qoida. J. H. Van't Xoff ko'plab tajribalar asosida quyidagi qoidani ishlab chiqdi:

Faollashtirish energiyasi kimyo va biologiyada - reaktsiya sodir bo'lishi uchun tizimga berilishi kerak bo'lgan minimal energiya miqdori (kimyoda bir mol uchun joulda ifodalangan). Bu atama Svante Avgust Arrenius tomonidan kiritilgan. Reaksiya energiyasi uchun odatiy belgi Ea.

Aktivatsiya entropiyasi o'tish holatining entropiyasi va reaktivlarning asosiy holati o'rtasidagi farq sifatida qaraladi. U asosan faollashtirilgan kompleks hosil bo'lishida zarrachalarning translatsion va aylanish erkinlik darajalarini yo'qotish bilan aniqlanadi. Muhim o'zgarishlar (tebranish erkinlik darajalari), agar faollashtirilgan kompleks reaktivlarga qaraganda bir oz zichroq bo'lsa ham sodir bo'lishi mumkin.

Bunday o'tishning faollashuv entropiyasi ijobiydir.

Aktivatsiya entropiyasi ko'p omillarga bog'liq. Bimolekulyar reaktsiyada ikkita boshlang'ich zarrachalar o'tish holatini hosil qilish uchun bir-biriga qo'shilganda, ikkita zarrachaning translatsiya va aylanish entropiyasi bitta zarrachaga mos keladigan qiymatlarga kamayadi; tebranish entropiyasining biroz oshishi bu ta'sirni qoplash uchun etarli emas.

Faollashtirish entropiyalari entalpiyalardan ko'ra tuzilishga qarab ko'proq farq qiladi. Faollashtirish entropiyalari ko'p hollarda Price va Hammett qoidalariga mos keladi. Bu seriyaning alohida ahamiyati shundaki, silap entropiyasining ortishi, ehtimol, mos keladigan uglevodorodlarning ma'lum mutlaq entropiyalaridan aniq hisoblanishi mumkin.

Kimyoviy reaksiya tezligining haroratga bog'liqligi Vant-Xoff qoidasi bilan aniqlanadi.

Gollandiyalik kimyogari Van't Xoff Yakob Xendrik, stereokimyo asoschisi, 1901 yilda kimyo bo'yicha birinchi Nobel mukofoti sovrindori bo'ldi. Kimyoviy dinamika va osmotik bosim qonunlarini kashf etgani uchun unga mukofot berildi. Van't Xoff kimyoviy moddalarning fazoviy tuzilishi haqidagi g'oyalarni kiritdi. U kimyodagi fundamental va amaliy tadqiqotlarda fizik-matematik usullar yordamida muvaffaqiyatga erishish mumkinligiga ishonch bildirdi. Reaksiya tezligi nazariyasini yaratib, kimyoviy kinetikani yaratdi.

Kimyoviy reaksiya tezligi

Demak, kimyoviy reaksiyalarning kinetikasi bu sodir bo'lish tezligini, reaksiya jarayonida qanday kimyoviy o'zaro ta'sir sodir bo'lishini va reaktsiyalarning turli omillarga bog'liqligini o'rganadi. Turli xil reaktsiyalar turli xil tezliklarga ega.

Kimyoviy reaksiya tezligi reaksiyaga kiradigan kimyoviy moddalarning tabiatiga bevosita bog'liq. NaOH va HCl kabi ba'zi moddalar soniyaning bir qismida reaksiyaga kirishishi mumkin. Va ba'zi kimyoviy reaktsiyalar yillar davom etadi. Bunday reaktsiyaga misol temirning zanglashidir.

Reaksiya tezligi reaktivlarning konsentratsiyasiga ham bog'liq. Reagentlar konsentratsiyasi qanchalik yuqori bo'lsa, reaksiya tezligi shunchalik yuqori bo'ladi. Reaktsiya jarayonida reagentlarning konsentratsiyasi pasayadi, shuning uchun reaktsiya tezligi sekinlashadi. Ya'ni, dastlabki daqiqada tezlik har doim har qanday keyingi daqiqadan yuqori bo'ladi.

V = (C oxiri - boshidan)/(t oxiri - t boshlanishi)

Reagent konsentratsiyasi ma'lum vaqt oralig'ida aniqlanadi.

Vant-Xoff qoidasi

Reaksiya tezligi bog'liq bo'lgan muhim omil haroratdir.

Barcha molekulalar boshqalar bilan to'qnashadi. Bir soniyada zarbalar soni juda yuqori. Ammo, shunga qaramay, kimyoviy reaktsiyalar katta tezlikda sodir bo'lmaydi. Buning sababi, reaktsiya paytida molekulalar faollashtirilgan kompleksga to'planishi kerak. Va faqat kinetik energiyasi buning uchun etarli bo'lgan faol molekulalar uni hosil qilishi mumkin. Kam miqdordagi faol molekulalar bilan reaksiya sekin davom etadi. Haroratning oshishi bilan faol molekulalar soni ortadi. Shunday qilib, reaktsiya tezligi yuqori bo'ladi.

Van't Xoff kimyoviy reaksiya tezligi reaksiyaga kirishuvchi moddalar konsentratsiyasining vaqt birligidagi tabiiy o'zgarishi deb hisoblagan. Ammo bu har doim ham bir xil emas.

Van't Xoff qoidasi shuni ko'rsatadi haroratning har 10° oshishi bilan kimyoviy reaksiya tezligi 2-4 marta ortadi .

Matematik jihatdan Van't-Xoff qoidasi quyidagicha ko'rinadi:

Qayerda V 2 t 2, A V 1 haroratdagi reaksiya tezligi t 1;

ɣ reaksiya tezligining harorat koeffitsienti. Bu koeffitsient haroratdagi tezlik konstantalarining nisbati hisoblanadi t+10 Va t.

Shunday qilib, agar ɣ = 3 va 0 o C da reaktsiya 10 minut davom etadi, keyin 100 o C da u faqat 0,01 soniya davom etadi. Kimyoviy reaksiya tezligining keskin oshishi harorat ortishi bilan faol molekulalar sonining ortishi bilan izohlanadi.

Vant-Xoff qoidasi faqat 10-400 o S harorat oralig'ida qo'llaniladi. Katta molekulalar ishtirok etadigan reaksiyalar Vant-Xoff qoidasiga bo'ysunmaydi.

Reaksiya tezligi konstantasi haroratning funktsiyasidir; Haroratning oshishi odatda tezlik konstantasini oshiradi. Haroratning 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.

Harorat 10 darajaga ko'tarilganda 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

Ko'rinib turibdiki, zarralarning o'zaro ta'siri ularning to'qnashuvi paytida sodir bo'ladi; 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 reaktsiyaga olib keladi) faqat to'qnashuvchi molekulalar ma'lum miqdorda energiyaga - faollashuv energiyasiga ega bo'lsa, deb taxmin qildi.

Faollanish energiyasi molekulalarning to'qnashuvi kimyoviy o'zaro ta'sirga olib kelishidan oldin bo'lishi kerak bo'lgan minimal energiyadir.

Ba'zi elementar reaktsiyaning yo'lini ko'rib chiqing

A + B ––> C

Zarrachalarning kimyoviy o'zaro ta'siri eski kimyoviy bog'lanishlarning uzilishi va yangilarining paydo bo'lishi bilan bog'liq bo'lganligi sababli, har bir elementar reaktsiya faollashtirilgan kompleks deb ataladigan qandaydir beqaror oraliq birikma hosil bo'lishidan o'tadi, deb ishoniladi:

A ––> K # ––> B

Faollashgan kompleks 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 konfiguratsiyani qurish zarurati bilan bog'liq. faollashtirilgan kompleksdagi atomlarning soni va elektron zichligini qayta taqsimlaydi. Shunday qilib, dastlabki holatdan yakuniy holatga o'tish yo'lida tizim qandaydir energiya to'sig'ini engib o'tishi kerak. Reaksiyaning faollashuv 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 out - boshlang'ich moddalar zarrachalarining o'rtacha energiyasi, E cont - 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 energiyasiga bog‘liqligini tavsiflovchi ifodaning termodinamik hosilasi - 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 yozishimiz mumkin:

(II.32)

Ikki E 1 va E 2 qiymatlari orasidagi farq sifatida DHº reaktsiyasi entalpiyasining o'zgarishini ko'rsatib, 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 teskari 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 teskari haroratga chiziqli bog'liqdir (2.7-rasm); aktivlanish energiyasining kattaligi E A va ko‘rsatkichdan oldingi omil A logarifmini grafik usulda aniqlash mumkin (to‘g‘ri chiziqning abscissa o‘qiga moyillik burchagi tangensi va ordinata o‘qida to‘g‘ri chiziq bilan kesilgan segment). ).

Reaksiyaning faollashuv energiyasini va har qanday T1 haroratdagi tezlik konstantasini bilib, Arrhenius tenglamasidan foydalanib, istalgan T2 haroratda tezlik konstantasining qiymatini hisoblashingiz mumkin:

(II.39)