Az áramlási sebesség függése kémiai reakció A hőmérsékletet Van't Hoff szabálya határozza meg.
holland vegyész van't Hoff Jacob Hendrik, a sztereokémia alapítója lett az első díjazott 1901-ben Nobel-díj kémiában. A kémiai dinamika és az ozmotikus nyomás törvényeinek felfedezéséért kapta. Van't Hoff bevezette a térszerkezet fogalmát vegyszerek. Bízott benne, hogy fizikai és matematikai módszerekkel előrelépés érhető el a kémia alap- és alkalmazott kutatásában. A reakciósebesség elméletének kidolgozása után megalkotta a kémiai kinetikát.
A kémiai reakció sebessége
Tehát a kémiai reakciók kinetikája az előfordulás sebességének, minek a tanulmányozása kémiai kölcsönhatás reakciók során jelentkezik, és a reakciók különböző tényezőktől való függése. A különböző reakciók eltérő gyakorisággal fordulnak elő.
A kémiai reakció sebessége közvetlenül függ a reakcióba belépő vegyi anyagok természetétől. Egyes anyagok, mint például a NaOH és a HCl, a másodperc töredéke alatt reagálhatnak. Néhány kémiai reakció pedig évekig tart. Ilyen reakció például a vas rozsdásodása.
A reakció sebessége a reagensek koncentrációjától is függ. Minél nagyobb a reagensek koncentrációja, annál nagyobb a reakciósebesség. A reakció során a reagensek koncentrációja csökken, ezért a reakció sebessége lelassul. Vagyis a kezdeti pillanatban a sebesség mindig nagyobb, mint bármelyik későbbi pillanatban.
V = (C vége – Kezdettől)/(t vége – t kezdet)
A reagenskoncentrációkat meghatározott időközönként határozzák meg.
Van't Hoff szabálya
Fontos tényező, amelytől a reakció sebessége függ, a hőmérséklet.
Minden molekula ütközik másokkal. A másodpercenkénti becsapódások száma nagyon magas. Ennek ellenére a kémiai reakciók nem mennek végbe nagy sebességgel. Ez azért történik, mert a reakció során a molekuláknak egyesülniük kell aktivált komplex. És csak aktív molekulák alkothatják, mozgási energia amelyek elegendőek ehhez. Kis számú aktív molekula esetén a reakció lassan megy végbe. A hőmérséklet emelkedésével az aktív molekulák száma nő. Következésképpen a reakciósebesség nagyobb lesz.
Van't Hoff úgy vélte, hogy a kémiai reakció sebessége a reagáló anyagok koncentrációjának természetes változása egységnyi idő alatt. De ez nem mindig egységes.
Van't Hoff szabálya kimondja minden 10°-os hőmérséklet-emelkedéssel a kémiai reakció sebessége 2-4-szeresére nő .
Matematikailag a van't Hoff-szabály így néz ki:
Ahol V 2 t 2, A V 1 - reakciósebesség hőmérsékleten t 1;
ɣ - reakciósebesség hőmérsékleti együtthatója. Ez az együttható a sebességi állandók aránya hőmérsékleten t+10És t.
Szóval, ha ɣ = 3, és 0 o C-on a reakció 10 percig tart, majd 100 o C-on már csak 0,01 másodperc. A kémiai reakció sebességének hirtelen növekedése az aktív molekulák számának növekedésével magyarázható a hőmérséklet emelkedésével.
A Van't Hoff-szabály csak a 10-400 o C hőmérséklet-tartományban alkalmazható. Azok a reakciók, amelyekben nagy molekulák vesznek részt, nem engedelmeskednek Van't Hoff szabályának.
A hőmérséklet emelkedése minden kémiai reakciót felgyorsít. Van't Hoff kezdetben kísérletileg megállapította, hogy mikor Minden 10 fokos hőmérséklet-emelkedés esetén a sebesség 2¸-szeresére nő ( van't Hoff szabálya ). Ez megfelel a sebesség hatványfüggvényének a hőmérséklettől:
ahol T > T 0, g - van't Hoff hőmérsékleti együttható.
Ez az egyenlet azonban elméletileg nem igazolható ; a kísérleti adatokat jobban leírhatjuk egy exponenciális függvénnyel (Arrhenius-egyenlet):
,
ahol A egy pre-exponenciális tényező, amely nem függ T-től, E a egy kémiai reakció aktiválási energiája (kJ/mol), R az univerzális gázállandó.
Az Arrhenius-egyenletet általában a sebességi állandóra írják fel:
.
Ezt az egyenletet elméletileg a statisztikus fizika módszerei igazolják. Minőségileg ez az indoklás a következő: mivel a reakciók molekulák véletlenszerű ütközésének eredményeként mennek végbe, ezeket az ütközéseket szinte folyamatos energiahalmaz jellemzi a legkisebbtől a legnagyobbig. Nyilvánvaló, hogy a reakció csak akkor megy végbe, ha a molekulák elég energiával ütköznek ahhoz, hogy megtörjenek (vagy jelentősen megnyúljanak) kémiai kötések. Minden rendszerhez tartozik egy E a energiaküszöb, amelytől az energia elegendő a reakció bekövetkezéséhez. Az 5.1. ábrán látható 1. görbe ennek a mechanizmusnak felel meg. Mivel az ütközések egy exponenciális törvény szerint a hőmérséklettől függő gyakorisággal következnek be, az 5.9 és 5.10 képleteket kapjuk. Ekkor az A és k 0 pre-exponenciális tényezők az ütközések összszámának valamilyen jellemzőjét képviselik, a kifejezés pedig az effektív ütközések arányát.
A kísérleti adatok elemzése az Arrhenius-egyenlet logaritmikus formájával történik:
.
A menetrendet az ún Arrhenius koordináták
(ln k -),Fig. 7,2; a gráfból keressük meg k o-t és E a-t.
Két k o és E a hőmérsékletre vonatkozó kísérleti adatok alapján elméletileg könnyű megtalálni:
; 
;
A kémiai reakció sebessége nagymértékben függ az aktiválási energiától. A reakciók túlnyomó többségénél ez az 50-250 kJ/mol tartományba esik. Reakciók, amelyekre
E a > 150 kJ/mol, szobahőmérsékleten gyakorlatilag nem szivárog.
1. példa A 2N 2 O 5 = 4NO 2 + O 2 komplex irreverzibilis reakció elsőrendű reakció. Hogyan változik a sebessége, ha a nyomás ötszörösére nő?
Megoldás. Ennek a reakciónak a kinetikai egyenlete a következő általános nézet: V = k·a. Mivel a reakció összetett, lehetséges, hogy a ¹ 2. A feltétel szerint a reakció sorrendje
a = 1. A gázreakcióknál a koncentráció szerepét a nyomás játssza. azért
V = kP, és ha P 1 = 5P, akkor V 1 /V = 5, azaz. a sebesség ötszörösére nő.
Határozza meg a sebességi állandót, a reaktánsok sorrendjét és írja fel a kinetikai egyenletet!
Megoldás. A reakció sebességének kinetikai egyenlete általános formában:
V = k a b .
Ezek a táblázatok lehetővé teszik az NO (a) és a H 2 (b) reakciósorrendjének megtalálását a reakciósorrend csökkentésével, pl. olyan kísérletek elemzése, amelyekben az egyik reagens koncentrációja állandó. Tehát = 0,01 az első és a második oszlopban, miközben változik.
. (magánrendelés H 2) szerint.
A második és a harmadik oszlop éppen ellenkezőleg, ugyanaz, és - eltérőek, ezért:
(NEM-es magánrendelés).
Mivel a és b egybeesik a sztöchiometrikus együtthatókkal, a reakció egyszerű lehet. A sebességi állandó az egyes oszlopok adataiból megtalálható:
Így a kinetikai egyenlet: V = 2,5. 10 3 2 .
Ennek a reakciónak a teljes (teljes) sorrendje (a + b) 3.
3. példa Az A + 3B = AB 3 reakciósebességet a V = k[A]·[B] kinetikai egyenlet határozza meg. Határozza meg a reakció általános sorrendjét! Milyen reakció ez - egyszerű vagy összetett? Hányszorosára nő a reakciósebesség, ha a koncentráció 3-szorosára nő?
Megoldás. A reakció sorrendjét a kinetikai egyenletben szereplő reaktánsok kitevőinek összege határozza meg. Ennél a reakciónál a teljes sorrend kettő (1 +1).
Ha ez a reakció egyszerű lenne, akkor a tömeghatás törvénye szerint
V = k[A] 1. [B] 3, és a teljes sorrend (1+ 3) = 4, azaz. a kinetikai egyenletben szereplő kitevők nem esnek egybe a sztöchiometrikus együtthatókkal, ezért a reakció összetett és több lépcsőben megy végbe.
Ha a reagensek koncentrációja 3-szorosára nő: V 1 = k·3[A]·3[B] = 3 2 V, azaz a sebesség 3 2 = 9-szeresére nő.
4. példa Határozzuk meg a reakció aktiválási energiáját és hőmérsékleti együtthatóját, ha 398 és 600 0 C-on a sebességi állandó 2,1×10 -4, illetve 6,25×10 -1.
Megoldás. E a két értékből az 5.12 képlet segítségével számítható ki :
192b33 J/mol.
Hőmérsékleti együttható az (5.8) kifejezésből megtaláljuk, mert V µ k:
.
Katalízis
A kémiai reakciók felgyorsításának egyik legelterjedtebb módja a kémiai gyakorlatban a katalízis.
Például az A 2 + B 2 = 2AB reakcióhoz
a K katalizátor részvétele az egyenlettel fejezhető ki
A 2 + K + B 2 ® A 2.... K + B 2 ® A 2 ...K...B 2 ® 2AB + K.
Ezek az egyenletek potenciális energiagörbékkel ábrázolhatók (5.2. ábra).
Rizs. 5.2. A reakció energiadiagramja
katalizátorral és anélkül
Az 5.2 ábrán látható, hogy:
1) a katalizátor csökkenti az aktiválási energiát, megváltoztatva a reakciómechanizmust - új szakaszokon megy keresztül, amelyek mindegyikét alacsony aktiválási energia jellemzi;
2) a katalizátor nem változtatja meg a reakció DN-jét (valamint a DG, DU és DS);
3) ha a katalizált reakció reverzibilis, a katalizátor nem befolyásolja az egyensúlyt, nem változtatja meg az egyensúlyi állandót és a rendszer komponenseinek egyensúlyi koncentrációját. Egyformán gyorsítja az előre és hátrafelé irányuló reakciókat, ezáltal felgyorsítja az egyensúly elérésének idejét.
Nyilvánvaló, hogy katalizátor jelenlétében a reakció aktiválási energiája DE k mennyiséggel csökken, mivel a reakciósebesség-állandó kifejezésében (5.10. egyenlet) az aktiválási energia a negatív kitevőben is benne van, még kismértékű csökkenés is. E a nagyon nagymértékben növeli a reakciósebességet: 
.
A katalizátor E a redukciójára gyakorolt hatását a hidrogén-jodid bomlási reakciójának példájával szemléltethetjük:
2HI = H 2 + I 2 .
Így a vizsgált reakciónál az energia csökkenése
aktiválás 63 kJ-val, azaz. 1,5-szeres, a reakciósebesség 500 K-en több mint 106-szoros növekedésének felel meg.
Megjegyzendő, hogy a katalitikus reakció k 0 1 preexponenciális tényezője nem egyenlő k 0-val, és általában sokkal kisebb, azonban a sebesség megfelelő csökkenése nem kompenzálja az E a miatt bekövetkező növekedést.
5. példa Egy adott reakció aktiválási energiája katalizátor hiányában 75,24 kJ/mol, katalizátorral pedig 50,14 kJ/mol. Hányszorosára nő a reakció sebessége katalizátor jelenlétében, ha a reakció 25 0 C-on megy végbe, és a preexponenciális tényező katalizátor jelenlétében 10-szeresére csökken.
Megoldás. Jelöljük a katalizátor nélküli reakció aktiválási energiáját Ea-val, katalizátor jelenlétében pedig Ea 1-gyel; A megfelelő reakciósebesség-állandókat k és k 1 -gyel jelöljük. Az (5.9) Arrhenius-egyenlet felhasználásával (lásd az 5.3. fejezetet) és k 0 1 /k 0 = 10-et véve a következő eredményt kapjuk:
Innen 
Végül megtaláljuk:
Így a katalizátor aktiválási energiájának 25,1 kJ-val történő csökkenése a reakciósebesség 2500-szoros növekedéséhez vezetett, annak ellenére, hogy a preexponenciális tényező 10-szeresére csökkent.
A katalitikus reakciókat a katalizátor típusa és a reakció típusa szerint osztályozzák. Például a katalizátorok és reagensek aggregációs állapota szerint a katalízist homogén(a katalizátor és a reagens egy fázist alkot) és heterogén(a katalizátor és a reagensek különböző fázisban vannak, a katalizátor és a reagensek között fázishatár van).
A homogén katalízisre példa lehet a CO oxidációja CO 2 -dá oxigénnel NO 2 (katalizátor) jelenlétében. A katalízis mechanizmusa a következő reakciókkal ábrázolható:
CO (g) + NO 2 (g) ® CO 2 (g) + NO (g) ,
2NO (g) + O 2 (g)® 2NO 2 (g);
és a katalizátor (NO 2) ismét részt vesz az első reakcióban.
Hasonlóképpen katalizálható az SO 2 SO 3 -dá való oxidációs reakciója; Hasonló reakciót alkalmaznak a kénsav „nitrosos” eljárással történő előállítása során.
A heterogén katalízisre példa a SO 3 előállítása SO 2-ből Pt vagy V 2 O 5 jelenlétében:
SO 2 (g) + O 2 (g) ® SO 3 (g).
Ezt a reakciót a kénsav előállításánál is alkalmazzák ("kontaktus" módszer).
Heterogén katalizátort (vasat) is használnak az ammónia nitrogénből és hidrogénből történő előállításához és számos más folyamathoz.
A heterogén katalizátorok hatékonysága általában sokkal nagyobb, mint a homogéneké. A katalitikus reakciók sebessége homogén katalizátor esetén a koncentrációjától, heterogén katalizátor esetén pedig a fajlagos felületétől (azaz diszperzitásától) függ - minél nagyobb, annál nagyobb a sebesség. Ez utóbbi annak a ténynek köszönhető, hogy a katalitikus reakció a katalizátor felületén megy végbe, és magában foglalja a reagensmolekulák felületen történő adszorpciójának (megtapadásának) szakaszait; a reakció befejeződése után termékei deszorbeálódnak. A katalizátorok felületének növelése érdekében összetörik vagy speciális eljárásokkal állítják elő, amelyek nagyon finom porokat állítanak elő.
A megadott példák egyben példák is redox katalízis. Ebben az esetben a katalizátorok általában átmeneti fémek vagy vegyületeik (Mn 3+, Pt, Au, Ag, Fe, Ni, Fe 2 O 3 stb.).
Sav-bázis katalízisben a katalizátor szerepét a H +, OH - és más hasonló részecskék - savasság és bázikusság hordozói - látják el. Tehát a hidrolízis reakciója
CH 3 COOCH 3 + H 2 O CH 3 COOH + CH 3 OH
körülbelül 300-szor gyorsul, ha bármelyiket hozzáadja erős savak: HCl, HBr vagy HNO3.
Nagy érték katalízis bejött biológiai rendszerek. Ebben az esetben a katalizátort ún enzim. Számos enzim hatékonysága sokkal nagyobb, mint a hagyományos katalizátoroké. Például a nitrogén ammóniává történő rögzítésének reakciójához
N2 + 3H2 = 2NH3
Az iparban heterogén katalizátort használnak szivacsvas formájában, fém-oxidok és -szulfátok hozzáadásával.
Ebben az esetben a reakciót T » 700 K és P » 30 MPa mellett hajtjuk végre. Ugyanez a szintézis megy végbe a hüvelyes növények csomóiban normál T és R enzimek hatására.
A katalitikus rendszerek nem közömbösek a szennyeződésekkel és adalékanyagokkal szemben. Némelyikük növeli a katalízis hatékonyságát, például a fenti példában az ammóniaszintézis vas általi katalízisére. Az ilyen adalékokat a katalizátorhoz ún promóterek(kálium- és alumínium-oxidok a vasban). Egyes szennyeződések éppen ellenkezőleg, elnyomják a katalitikus reakciót ("megmérgezik" a katalizátort), ez katalitikus mérgek. Például az SO 3 Pt katalizátoron történő szintézise nagyon érzékeny a szulfid-ként tartalmazó szennyeződésekre; kén mérgezi a platina katalizátor felületét. Ezzel szemben a V 2 O 5 alapú katalizátor érzéketlen az ilyen szennyeződésekre; A vanádium-oxid alapú katalizátor kifejlesztésének megtiszteltetése az orosz tudós, G.K. Boreskov.
A hőmérséklet hatását a molekuláris ütközések számára modell segítségével lehet kimutatni. Első közelítésképpen a hőmérséklet hatását a reakciósebességre a Van't Hoff-szabály határozza meg (amelyet J. H. Van'Hoff fogalmazott meg számos reakció kísérleti vizsgálata alapján):
ahol g a hőmérsékleti együttható, 2 és 4 közötti értékeket véve.
A reakciósebesség hőmérséklettől való függésére S. Arrhenius magyarázatot adott. A reaktáns molekulák nem minden ütközése vezet reakcióhoz, hanem csak a legerősebb ütközések. Csak a túlzott kinetikus energiával rendelkező molekulák képesek kémiai reakciókra.
S. Arrhenius kiszámította az a reakcióba lépő részecskék aktív (azaz reakcióhoz vezető) ütközésének hányadát a hőmérséklettől függően: - a = exp(-E/RT). és kihozta Arrhenius egyenlet:
a reakciósebesség állandóhoz
k = k o e -E/RT ahol k o és E d a reagensek természetétől függ. E az az energia, amelyet a molekuláknak kell adni ahhoz, hogy kölcsönhatásba léphessenek, ún.
aktiválási energia
Jegy #2
1) A SZERVETLEN VEGYÜLETEK FŐ OSZTÁLYAI: Bázisok, oxidok, savak, sók.
2) Legyen – berillium.: Kémiai tulajdonságok
A berillium viszonylag kemény, de törékeny ezüstfehér fém. Magas rugalmassági modulussal rendelkezik - 300 GPa (acéloknál - 200-210 GPa). Levegőben aktívan egy tartós oxidfilm borítja Magnézium (Mg). Fizikai tulajdonságok:
A magnézium ezüstfehér fém, hatszögletű ráccsal, P 63/mmc tércsoport, rácsparaméterek a = 0,32029 nm, c = 0,52000 nm, Z = 2. Normál körülmények között a magnézium felületét tartós védőfólia borítja. magnézium-oxid MgO , amely levegőn körülbelül 600 °C-ra hevítve összeesik, majd a fém vakító fehér lánggal ég, és magnézium-oxidot és Mg3N2-nitridet képez. Kémiai tulajdonságok:
Porított magnézium és KMnO4 kálium-permanganát keveréke – robbanásveszélyes
A forró magnézium reakcióba lép vízzel:
Mg (bomlik) + H2O = MgO + H2;
A lúgok nincsenek hatással a magnéziumra, könnyen oldódik savakban, hidrogént szabadít fel:
Levegőn hevítve a magnézium oxidot képez, kis mennyiségű nitrid is képződhet a nitrogénnel:
2Mg + O2 = 2MgO;
3Mg + N2 = Mg3N2
3. számú jegy. Oldhatóság- egy anyag azon képessége, hogy más anyagokkal homogén rendszereket képezzen - olyan oldatok, amelyekben az anyag egyedi atomok, ionok, molekulák vagy részecskék formájában található meg.
Telített oldat- olyan oldat, amelyben az oldott anyag adott körülmények között elérte maximális koncentrációját, és már nem oldódik. Ennek az anyagnak a csapadéka egyensúlyban van az oldatban lévő anyaggal.
Telítetlen oldat- olyan oldat, amelyben az oldott anyag koncentrációja kisebb, mint a telített oldatban, és amelyben az adott körülmények között több oldható.
Túltelített oldatok- olyan oldatok, amelyekre jellemző, hogy a bennük lévő oldott anyag tartalma nagyobb, mint az adott körülmények között szokásos oldhatóságának megfelelő.
Henry törvénye- az a törvény, amely szerint állandó hőmérsékleten egy gáz oldhatósága egy adott folyadékban egyenesen arányos ennek a gáznak az oldat feletti nyomásával. A törvény csak ideális megoldásokra és alacsony nyomásra alkalmas.
Henry törvényét általában a következőképpen írják:
ahol p a gáz parciális nyomása az oldat felett,
c a gáz koncentrációja az oldatban egy mól töredékében,
k - Henry-együttható.
Kitermelés(a késő latin extrakcióból - extrakció), extrakció, folyékony vagy szilárd anyagok keverékének szelektív oldószerek (extraktánsok) segítségével történő elválasztásának folyamata.
4. sz. jegy. 1)Tömegtört Ez az oldott anyag tömegének az oldat teljes tömegéhez viszonyított aránya. Bináris megoldáshoz
ω(x) = m(x) / (m(x) + m(s)) = m(x) / m
ahol ω(x) - tömeghányad oldott X
m(x) - az oldott anyag tömege X, g;
m(s) - az S oldószer tömege, g;
m = m(x) + m(s) - az oldat tömege, g.
2)Alumínium- elem fő alcsoport harmadik periódus harmadik csoportja periódusos rendszer kémiai elemek D. I. Mengyelejev, 13-as rendszámmal.
Megtalálás a természetben:
A természetes alumínium szinte teljes egészében egyetlen stabil izotópból, a 27Al-ból áll, nyomokban 26Al-ból, radioaktív izotóp felezési ideje 720 ezer év, akkor keletkezik a légkörben, amikor az argon atommagokat kozmikus sugárzás protonjai bombázzák.
Nyugta:
Ez abból áll, hogy az Al2O3 alumínium-oxidot olvadt Na3AlF6 kriolitban oldják, majd elektrolízist végeznek fogyó koksz- vagy grafitelektródákkal. Ez az előállítási mód sok elektromosságot igényel, ezért csak a 20. században vált népszerűvé.
Aluminotermia- eljárás fémek, nemfémek (valamint ötvözetek) előállítására oxidjaik fémes alumíniummal történő redukálásával.
5. számú jegy. NEM ELEKTROLITOK OLDATAI, bináris vagy többkomponensű mol. rendszerek, amelyek összetétele folyamatosan változhat (legalábbis bizonyos határok között). Az elektrolit oldatokkal ellentétben a nem elektrolit oldatok (mol. oldatok) nem tartalmaznak töltött részecskéket észrevehető koncentrációban. A nem elektrolitok oldatai lehetnek szilárdak, folyékonyak és gázneműek.
Raoult első törvénye
Raoult első törvénye a nyomásra vonatkozik telített gőzösszetételével egy oldat fölött; a következőképpen van megfogalmazva:
Egy oldatkomponens telített gőzének parciális nyomása egyenesen arányos az oldatban lévő móltörtével, az arányossági együttható megegyezik a tiszta komponens feletti telített gőznyomással.
Raoult második törvénye
Az a tény, hogy az oldat feletti gőznyomás eltér a tiszta oldószer feletti gőznyomástól, jelentősen befolyásolja a kristályosodási és forrási folyamatokat. Raoult első törvényéből két következmény adódik az oldatok fagyáspontjának csökkenésére és forráspontjának növekedésére vonatkozóan, amelyeket kombinált formában Raoult második törvényeként ismerünk.
Krioszkópia(görögül kryos - hideg és szkóp - nézem) - az oldat fagyáspontjának csökkenésének mérése a tiszta oldószerhez képest.
Van't Hoff szabálya: Minden 10 fokos hőmérséklet-emelkedés esetén a homogén elemi reakció sebességi állandója kétszer-négyszeresére nő
A víz keménysége- a víz kémiai és fizikai tulajdonságainak összessége, amely az alkáliföldfémek, elsősorban a kalcium és a magnézium oldott sóinak tartalmához kapcsolódik.
6. sz. jegy. ELEKTROLIT OLDATOK,észrevehető koncentrációban tartalmazzák az ionokat-kationokat és az így keletkező anionokat elektrolitikus disszociáció oldott anyag molekulái.
Erős elektrolitok - kémiai vegyületek, melynek molekulái híg oldatokban szinte teljesen ionokká disszociálnak.
Gyenge elektrolitok- kémiai vegyületek, amelyek molekulái még erősen híg oldatokban sem disszociálnak teljesen ionokká, amelyek dinamikus egyensúlyban vannak a nem disszociált molekulákkal.
Elektrolitikus disszociáció- az elektrolit ionokra bomlási folyamata, amikor feloldják poláris oldószerben vagy olvasztás közben.
Ostwald hígítási törvénye- egy bináris gyenge elektrolit híg oldatának egyenértékű elektromos vezetőképességének az oldat koncentrációjától való függését kifejező összefüggés:
4. csoport P-elemek– szén, szilícium, germánium, ón és ólom.
Jegy 7. sz. 1) Elektrolitikus disszociáció- Ez egy anyag ionokra bomlása poláris oldószermolekulák hatására.
pH = -lg.
Pufferoldatok– ezek olyan oldatok, amikor savakat vagy lúgokat adnak hozzá, amelyek pH-ja kissé megváltozik.
A szénsav formái:
1) közepes sók (karbonátok),
2) savas (szénhidrogének).
A karbonátok és a szénhidrogének termikusan instabilak:
CaCO3 = CaO + CO2^,
Ca(HCO3)2 = CaCO3v + CO2^ + H2O.
Nátrium-karbonát (szóda) – az egyik fő termék vegyipar. IN vizes oldat reakció útján hidrolizál
Na2СО3 > 2Nа+ + СО3-2,
CO3-2 + H+-OH- - HCO3- + OH-.
Nátrium-hidrogén-karbonát (szódabikarbóna) – széles körben használják az élelmiszeriparban. A hidrolízis miatt az oldatnak lúgos környezete is van
NaHCO3 > Na+ + HCO3-,HCO3- + H-OH - H2CO3 + OH-.
A szódabikarbóna és a szódabikarbóna kölcsönhatásba lép a savakkal
Na2СО3 + 2НCl - 2NAСl + СО2^ + Н2О,
2Nа+ + СО3-2 + 2Н+ + 2Сl- - 2Nа+ + 2Сl- + СО2^ + Н2О,
CO3-2 + 2H+-CO2^ + H2O;
NaHCO3 + CH3COON - CH3COONa + CO2^ + H2O,
Na+ + HCO3- + CH3COOH - CH3COO- + Na+ + CO2^ + H2O,
HCO3- + CH3COOH - CH3COO- + CO2^ + H2O.
Jegy 8. sz. 1)_ioncsere oldatokban:
Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 +H2O
2Na + CO3 + 2H + SO4 → 2Na + SO4 + CO2 + H2O
CO3 + 2H → CO2 + H2O
C gázfejlődés: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl
2) A nitrogén kémiai tulajdonságai. A nitrogén csak olyan aktív fémekkel lép kölcsönhatásba, mint a lítium, kalcium, magnézium, ha viszonylag alacsony hőmérsékletre hevítik. A nitrogén a legtöbb más elemmel reagál magas hőmérsékletés katalizátorok jelenlétében. A nitrogénvegyületeket oxigénnel N2O, NO, N2O3, NO2 és N2O5 jól tanulmányozták.
A nitrogén fizikai tulajdonságai. A nitrogén valamivel könnyebb, mint a levegő; sűrűsége 1,2506 kg/m3 (0°C-on és 101325 n/m2 vagy 760 Hgmm), olvadáspont -209,86°C, forráspont -195,8°C. A nitrogén nehezen cseppfolyósodik: kritikus hőmérséklete meglehetősen alacsony (-147,1 °C), kritikus nyomása magas, 3,39 Mn/m2 (34,6 kgf/cm2); A folyékony nitrogén sűrűsége 808 kg/m3. A nitrogén kevésbé oldódik vízben, mint az oxigén: 0°C-on 23,3 g nitrogén oldódik fel 1 m3 vízben. A nitrogén egyes szénhidrogénekben jobban oldódik, mint vízben.
Jegy 9. sz. Hidrolízis (a görög szóból: hidro - víz, lízis - bomlás) egy anyag víz általi lebomlását jelenti. A sóhidrolízis a só reverzibilis reakciója vízzel, ami gyenge elektrolit képződéséhez vezet.
A víz, bár kis mértékben, disszociál:
H 2 O H + + OH – .
nátrium-klorid H2O H+ + OH–,
Na+ + Cl– + H2O Na+ + Cl– + H+ + OH–,
NaCl + H2O (nincs reakció) Semleges
Nátrium-karbonát + HOH + OH–,
2Na+ + + H2O + OH–,
Na2CO3 + H2O NaHCО3 + NaOH Lúgos
Alumínium-klorid Al3+ + HOH AlOH2+ + H+,
Al3+ + 3Cl– + H2O AlОH2+ + 2Cl– + H+ + Cl–,
AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl Sav
at A hőmérséklet emelkedésével a legtöbb kémiai reakció sebessége jelentősen megnő, homogén reakcióknál pedig tízfokonként hevítve a reakciósebesség 2-4-szeresére nő.
Teljes szám részecskék a rendszerben (N) egyenlő a görbe alatti területtel. Az Ea-nál nagyobb energiájú részecskék teljes száma megegyezik az árnyékolt területtel.
A 2. ábrán látható, hogy a hőmérséklet emelkedésével a részecskék energiaeloszlása úgy változik, hogy a nagyobb energiájú részecskék aránya nő. Így a kémiai reakciók egyik fontos fogalma az aktiválási energia.
Az aktiválási energia az az energia, amellyel a részecskéknek rendelkezniük kell ahhoz, hogy kölcsönhatásuk kémiai reakcióhoz vezessen. Az aktiválási energiát kJ/mol-ban fejezzük ki. Az észrevehető sebességgel lezajló reakcióknál az aktiválási energia nem haladja meg az 50 kJ/mol értéket (ioncsere reakcióknál Ea » 0); ha Ea > 100 kJ/mol, akkor a reakciósebesség mérhetetlenül alacsony.
1889-ben S. Arrhenius egy egyenletet adott egy kémiai reakció sebességi állandójának hőmérséklettől való függésére:
k = Ae - Ea/RT
hol, A- pre-expopotenciális tényező, a reagáló anyagok természetétől függően;
R- gázállandó = 8,314 J/(mol?K);
Ea- aktiválási energia.
Az Arrhenius-egyenletből az következik, hogy minél nagyobb az aktiválási energia, annál nagyobb mértékben kell növelni a hőmérsékletet a kívánt reakciósebesség fenntartásához.
A 3. ábra a reagáló rendszer potenciális energiája változásának a reakcióúttól való függését mutatja. A fenti ábrán látható, hogy egy exoterm reakciónál (amely a hő felszabadulásával megy végbe) az aktív molekulák veszteségét a reakció során felszabaduló energia pótolja. Endoterm reakció esetén hő szükséges a szükséges reakciósebesség fenntartásához.
| Exoterm reakció | Endoterm reakció |
10.3 ábra Egy kémiai reakció energiadiagramja
A - reagensek, C - termékek.
2.4 Idegen anyagok hatása
Az idegen anyagok hatásuktól függően felgyorsíthatják a reakciókat - katalizátorok vagy lelassíthatják - inhibitorok.
Katalizátorok- ezek olyan anyagok, amelyek felgyorsítják a kémiai reakciókat, de a reakció után változatlanok maradnak.
Inhibitorok - ezek olyan anyagok, amelyek lassítják a reakciókat A gyakorlatban néha le kell lassítani a reakciókat (fémek korróziója stb.) ezt úgy érik el, hogy inhibitorokat juttatnak a reakciórendszerbe. Például a nátrium-nitrit, a kálium-kromát és a dikromát csökkenti a fémek korróziójának sebességét.
Promóterek- olyan anyagok, amelyek növelik a katalizátor aktivitását. Ebben az esetben előfordulhat, hogy maguk a promóterek nem rendelkeznek katalitikus tulajdonságokkal.
Katalitikus mérgek- idegen szennyeződések a reakcióelegyben, ami a katalizátor aktivitásának részleges vagy teljes elvesztéséhez vezet. Így az arzén és a foszfor nyomai a V 2 O 5 katalizátor gyors aktivitásvesztését okozzák a H 2 SO 4 előállítási eljárás során.
3. Kémiai egyensúly
A kémiai reakciókban a kiindulási anyagok nem mindig alakulnak át teljesen reakciótermékekké. Ez azért fordul elő, mert a reakciótermékek felhalmozódása során feltételek alakulhatnak ki a fordított reakció bekövetkezéséhez. A legtöbb kémiai reakció visszafordítható.
Példaként elemezzük az ammónia nitrogénből és hidrogénből történő szintézisének reverzibilis reakcióját, ami rendkívül fontos az ipar számára:
közvetlen reakció -2N 2 + 3H 2 →2NH 3 ,
fordított reakció - 2NH 3 →N 2 + 3H 2,
reverzibilis reakció - 2N 2 + 3H 2« 2NH 3.
Az előre és fordított reakciók külön reakciók, a hozzájuk tartozó kinetikai egyenletekkel, expozíció előtti tényezőkkel, aktiválási energiákkal stb.
Fontos mennyiségi jellemzők A reverzibilis reakciók az egyensúlyi állandó, amelyet a rendszer elérésekor határoznak meg kémiai egyensúly- olyan állapot, amelyben az előre és a fordított reakció sebessége egyenlő. Példák a tömeghatás törvényének (LMA) alkalmazására.
Vezessük le az egyensúlyi állandót az ammónia szintézis reakció példáján.
Az előrehaladó reakció kinetikai egyenlete
N2+3H2 →2NH 3
alakja Vpr = Kpr 3.
A fordított reakció kinetikai egyenlete
2NH 3 →N 2 + 3H 2
Vobr = Cobr 2 alakja van.
Kémiai egyensúlyi állapotban Vpr = Vbr.
A közvetlen és fordított reakciók sebességére vonatkozó kifejezéseket behelyettesítve a kémiai egyensúly feltételébe, a következő Kpr 3 = Cobr 2 egyenlőséget kapjuk.
Az átalakulás után megkapjuk
.
4. Le Chatelier elve
Ha egy kémiai egyensúlyi állapotban lévő rendszert bármilyen külső hatás éri, akkor a rendszerben lezajló folyamatok eredményeként az egyensúly olyan mértékben eltolódik, hogy a hatás csökken.
4.1 A változó koncentrációk hatása az egyensúlyra
Ha a reakcióban részt vevő anyagok bármelyikének koncentrációja nő, az egyensúly ennek az anyagnak a fogyasztása felé tolódik el, ha pedig csökken, akkor ennek az anyagnak a képződése felé.
1. példa Ha egyensúlyi rendszerben
2N 2 + 3H 2« 2NH 3
adjunk hozzá N 2 vagy H 2 -t, akkor Le Chatelier elvének megfelelően ezen anyagok koncentrációjának csökkentése érdekében az egyensúlynak jobbra kell tolnia, az NH 3 hozama nő. Az NH 3 koncentrációjának növekedésével az egyensúly ennek megfelelően balra tolódik el.
4.2 A nyomásváltozások hatása az egyensúlyra
A zárt reakciórendszerben a nyomást a benne lévő jelenlét határozza meg gáznemű anyagok: minél többen vannak, annál nagyobb a nyomás. Ezért a külső nyomás változása csak olyan esetekben befolyásolja az egyensúlyt, ahol gáz halmazállapotú anyagokról van szó, és ezek mennyisége az előre és a fordított reakciókban eltérő.
Ha egy kémiai egyensúlyi állapotban lévő rendszerben megnöveljük a nyomást, akkor túlnyomórészt reakció megy végbe, aminek következtében a gáznemű anyagok mennyisége csökken; A nyomás csökkenésekor előnyösen reakció megy végbe, aminek következtében a gáznemű termékek mennyisége megnő.
1. példa Növelhető-e a reakcióban a termékek hozama a nyomás változtatásával? CO 2 (g) + H 2 (g)« CO(g) + H20(g).
Megoldás: A reakcióelegy gáznemű reagenseket tartalmaz, de mennyiségük a reakcióban nem változik: egy mol CO 2 (g) és egy mol H2 (g) egy mol CO (g) és H 2 O (g) keletkezik. kapott. Emiatt a nyomásváltozások nem befolyásolják az egyensúlyi állapotot.
2. példa Hogyan változik a reaktánsok egyensúlyi koncentrációja a rendszerben lévő nyomás növekedésével? N 2 + 3H 2 « 2NH 3 ?
A reakcióegyenletből jól látható, hogy a kiindulási termékek gázából 4 mol 2 mol reakciótermék gáz keletkezik. Így a nyomás növekedésével az egyensúly eltolódik az előre irányuló reakciótól, mivel ez a nyomás csökkenéséhez vezet.
4.3 A hőmérséklet-változások hatása a kémiai egyensúlyra
A legtöbb kémiai reakció hő felszabadulásával vagy elnyelésével megy végbe. Az első esetben a keverék hőmérséklete nő, a másodikban csökken.
Ha egy kémiai egyensúlyi állapotban lévő reakcióelegyet felmelegítünk, akkor Le Chatelier-elv szerint túlnyomórészt reakciónak kell végbemennie, amelynek eredményeként hő nyelődik el, pl. endoterm reakció; A keverék lehűtésekor túlnyomórészt olyan reakciónak kell végbemennie, amelynek eredményeként hő szabadul fel, pl. endoterm reakció.
Ha egy kémiai egyensúlyi állapotú rendszerben a hőmérsékletet növeljük, akkor az egyensúly az endoterm reakció felé tolódik el, a hőmérséklet csökkenésével pedig az exoterm reakció felé.
Példa: 2N 2 + 3H 2« 2NH3,H0 = -92 kJ
A reakció exoterm, ezért a hőmérséklet emelkedésével az egyensúly balra, a hőmérséklet csökkenésével pedig jobbra tolódik el.
Ebből következik, hogy az ammónia hozamának növeléséhez a hőmérsékletet csökkenteni kell. A gyakorlatban 500 0C hőmérsékletet tartanak fenn, mivel alacsonyabb hőmérsékleten a közvetlen reakció sebessége meredeken csökken.
A kémiai egyensúly dinamikus természetű: az előre és fordított reakciók nem állnak meg az egyensúlyban.
Az egyensúlyi állandó a hőmérséklettől és a reaktánsok természetétől függ. Minél nagyobb az egyensúlyi állandó, annál inkább eltolódik az egyensúly a közvetlen reakciótermékek képződése felé
Le Chatelier elve univerzális, mivel nem csak tisztán alkalmazható kémiai folyamatok, hanem olyan fizikai-kémiai jelenségekre is, mint a kristályosodás, oldódás, forrás, szilárd anyagok fázisátalakulása.
