برای هر 10 درجه افزایش دما. وابستگی سرعت یک واکنش شیمیایی به دما. قانون وانت هاف ضریب دمایی سرعت واکنش. انرژی فعال سازی، آنتروپی فعال شدن یک واکنش. معادله آرنیوس تاثیر تغییر

وابستگی نرخ جریان واکنش شیمیاییبر روی دما توسط قانون Van't Hoff تعیین می شود.

شیمیدان هلندی Van't Hoff Jacob Hendrick، بنیانگذار استریوشیمی، اولین برنده جایزه در سال 1901 شد. جایزه نوبلدر شیمی به خاطر کشف قوانین دینامیک شیمیایی و فشار اسمزی به او اعطا شد. Van't Hoff مفهوم ساختار فضایی را معرفی کرد مواد شیمیایی. او اطمینان داشت که پیشرفت در تحقیقات بنیادی و کاربردی در شیمی با استفاده از روش های فیزیکی و ریاضی حاصل می شود. او با توسعه نظریه سرعت واکنش، سینتیک شیمیایی را ایجاد کرد.

سرعت واکنش شیمیایی

بنابراین، سینتیک واکنش های شیمیایی مطالعه سرعت وقوع، چه چیزی است فعل و انفعالات شیمیاییدر طول واکنش ها و وابستگی واکنش ها به عوامل مختلف رخ می دهد. واکنش های مختلف سرعت وقوع متفاوتی دارند.

سرعت واکنش شیمیاییبه طور مستقیم به ماهیت مواد شیمیایی وارد شده به واکنش بستگی دارد. برخی از مواد مانند NaOH و HCl می توانند در کسری از ثانیه واکنش نشان دهند. و برخی از واکنش های شیمیایی سال ها طول می کشد. نمونه ای از چنین واکنشی زنگ زدن آهن است.

سرعت واکنش به غلظت واکنش دهنده ها نیز بستگی دارد. هر چه غلظت معرف ها بیشتر باشد، سرعت واکنش بیشتر می شود. در طول واکنش، غلظت معرف ها کاهش می یابد، بنابراین سرعت واکنش کاهش می یابد. یعنی در لحظه اولیه سرعت همیشه بیشتر از هر لحظه بعدی است.

V = (C پایان - از شروع) / (t پایان - t شروع)

غلظت معرف در بازه های زمانی معینی تعیین می شود.

قانون وانت هاف

یک عامل مهم که سرعت واکنش ها به آن بستگی دارد دما است.

همه مولکول ها با مولکول های دیگر برخورد می کنند. تعداد ضربه در ثانیه بسیار زیاد است. اما، با این وجود، واکنش های شیمیایی با سرعت زیادی رخ نمی دهد. این به این دلیل اتفاق می افتد که در طول واکنش، مولکول ها باید در یک کمپلکس فعال شده جمع شوند. و فقط مولکول های فعالی که انرژی جنبشی آنها برای این کار کافی است می توانند آن را تشکیل دهند. با تعداد کمی از مولکول های فعال، واکنش به کندی پیش می رود. با افزایش دما، تعداد مولکول های فعال افزایش می یابد. در نتیجه، سرعت واکنش بالاتر خواهد بود.

وانت هاف معتقد بود که سرعت یک واکنش شیمیایی یک تغییر طبیعی در غلظت مواد واکنش دهنده در واحد زمان است. اما همیشه یکنواخت نیست.

قانون وانت هاف این را بیان می کند با هر 10 درجه افزایش دما، سرعت یک واکنش شیمیایی 2 تا 4 برابر افزایش می یابد .

از نظر ریاضی، قانون وانت هاف به این صورت است:

کجا V 2 t 2، A V 1 - سرعت واکنش در دما t 1 ;

ɣ - ضریب دمایی سرعت واکنش. این ضریب نسبت ثابت های سرعت در دما است t+10و تی.

بنابراین، اگر ɣ = 3، و در 0 o C واکنش 10 دقیقه طول می کشد، سپس در 100 o C فقط 0.01 ثانیه طول می کشد. افزایش شدید سرعت یک واکنش شیمیایی با افزایش تعداد مولکول های فعال با افزایش دما توضیح داده می شود.

قانون وانت هاف فقط در محدوده دمایی 10-400 درجه سانتیگراد قابل اجرا است. واکنش هایی که در آن مولکول های بزرگ شرکت می کنند از قانون وانت هاف تبعیت نمی کنند.

افزایش دما باعث تسریع تمام واکنش های شیمیایی می شود. Van't Hoff در ابتدا به طور تجربی این موضوع را مشخص کرد که چه زمانی به ازای هر 10 درجه افزایش دما، سرعت 2 ¸ 4 برابر افزایش می یابد.قانون وانت هاف ). این مربوط به وابستگی قدرت-قانون سرعت به دما است:

جایی که T > T 0، g - ضریب دمایی وانت هاف

با این حال، این معادله از نظر تئوری قابل توجیه نیست ; داده های تجربی با یک تابع نمایی بهتر توصیف می شوند (معادله آرنیوس):

,

که در آن A یک عامل پیش نمایی است که به T بستگی ندارد، E a انرژی فعال شدن یک واکنش شیمیایی (کیلوژول بر مول)، R ثابت گاز جهانی است.

معادله آرنیوس معمولاً برای ثابت نرخ نوشته می شود:

.

این معادله از لحاظ نظری با روش های فیزیک آماری توجیه می شود. از نظر کیفی، این توجیه به شرح زیر است: از آنجایی که واکنش ها در نتیجه برخوردهای تصادفی مولکول ها رخ می دهد، این برخوردها با مجموعه ای تقریباً پیوسته از انرژی ها از کوچکترین تا بزرگ ترین مشخص می شوند. بدیهی است که واکنش تنها زمانی رخ می دهد که مولکول ها با انرژی کافی برای شکستن (یا کشش قابل توجهی) برخی از مولکول ها برخورد کنند. پیوندهای شیمیایی. برای هر سیستم، یک آستانه انرژی E a وجود دارد که از آن انرژی برای رخ دادن منحنی 1 در شکل 5.1 با این مکانیسم مطابقت دارد. از آنجایی که برخوردها با فرکانسی رخ می دهد که طبق قانون نمایی به دما بستگی دارد، فرمول های 5.9 و 5.10 به دست می آیند. سپس عوامل پیش نمایی A و k 0 برخی از مشخصه های تعداد کل برخوردها را نشان می دهند و این عبارت نسبت برخوردهای مؤثر است.

تجزیه و تحلیل داده های تجربی با استفاده از فرم لگاریتمی معادله آرنیوس انجام می شود:

.

برنامه در به اصطلاح ساخته شده است مختصات آرنیوس
(ln k -)، شکل. 7.2; از نمودار k o و E a را پیدا کنید.

با توجه به داده‌های تجربی برای دو دمای k o و E a، از نظر تئوری به راحتی می‌توان یافت:

; ;

سرعت یک واکنش شیمیایی تا حد زیادی به انرژی فعال سازی بستگی دارد. برای اکثریت قریب به اتفاق واکنش ها در محدوده 50 تا 250 کیلوژول بر مول قرار دارد. واکنش هایی که برای آن
E a > 150 کیلوژول بر مول، عملاً در دمای اتاق نشت نکند.

مثال 1.واکنش پیچیده غیر قابل برگشت 2N 2 O 5 = 4NO 2 + O 2 یک واکنش مرتبه اول است. با افزایش 5 برابری فشار، سرعت آن چگونه تغییر می کند؟

راه حل.معادله جنبشی برای این واکنش است نمای کلی: V = k·a. از آنجایی که واکنش پیچیده است، ممکن است که یک 1 2. با توجه به شرایط، ترتیب واکنش
a = 1. برای واکنش های گاز، نقش غلظت با فشار بازی می شود. به همین دلیل است
V = kP، و اگر P 1 = 5P، پس V 1 / V = ​​5، یعنی. سرعت پنج برابر افزایش می یابد

ثابت سرعت، ترتیب واکنش دهنده ها را بیابید و معادله جنبشی را بنویسید.

راه حل.معادله جنبشی برای سرعت این واکنش به شکل کلی:

V = k a b.

این جداول به شما امکان می دهد تا با کاهش ترتیب واکنش، ترتیب واکنش NO (a) و H2 (b) را پیدا کنید. تجزیه و تحلیل آزمایش هایی که در آن یکی از معرف ها غلظت ثابتی دارد. بنابراین، در ستون اول و دوم، در حالی که تغییر می کند، = 0.01 است.

. (سفارش خصوصی طبق H 2).

برای ستون دوم و سوم، برعکس، یکسان است، و - متفاوت است، بنابراین:

(سفارش خصوصی توسط NO).

از آنجایی که a و b با ضرایب استوکیومتری منطبق هستند، واکنش می تواند ساده باشد. ثابت سرعت را می توان از داده های هر ستون پیدا کرد:

بنابراین، معادله جنبشی: V = 2.5 است. 10 3 2 .

ترتیب کل (کلی) این واکنش (a + b) 3 است.

مثال 3.سرعت واکنش A + 3B = AB 3 با معادله جنبشی V = k[A]·[B] تعیین می شود. ترتیب کلی واکنش را تعیین کنید. این چه نوع واکنشی است - ساده یا پیچیده؟ اگر غلظت 3 برابر افزایش یابد سرعت واکنش چند برابر افزایش می یابد؟

راه حل.ترتیب واکنش با مجموع توانهای واکنش دهنده ها در معادله جنبشی تعیین می شود. برای این واکنش، ترتیب کلی دو است (1 +1).

اگر این واکنش ساده بود، پس طبق قانون توده های فعال

V = k[A] 1. [B] 3 و ترتیب کلی خواهد بود (1+3) = 4، یعنی. توان در معادله جنبشی با ضرایب استوکیومتری منطبق نیست، بنابراین، واکنش پیچیده است و در چند مرحله انجام می شود.

هنگامی که غلظت معرف ها 3 برابر افزایش می یابد: V 1 = k·3[A]·3[B] = 3 2 V، یعنی سرعت 3 2 = 9 برابر افزایش می یابد.

مثال 4.انرژی فعال‌سازی واکنش و ضریب دمایی آن را در صورتی که در دمای 398 و 600 درجه سانتی‌گراد ثابت‌های سرعت به ترتیب برابر با 4-10×1/2 و 1-10×25/2 باشد، تعیین کنید.

راه حل. E a از دو مقدار را می توان با استفاده از فرمول 5.12 محاسبه کرد :

192b33 J/mol.

ضریب دماما از عبارت (5.8) می یابیم، زیرا V µk:

.

کاتالیزور

یکی از متداول‌ترین روش‌های تسریع واکنش‌های شیمیایی در عمل شیمیایی، کاتالیزور ماده‌ای است که به طور مکرر در مراحل میانی یک واکنش شرکت می‌کند، اما از نظر شیمیایی بدون تغییر از آن خارج می‌شود.

به عنوان مثال، برای واکنش A 2 + B 2 = 2AB

مشارکت کاتالیزور K را می توان با معادله بیان کرد

A 2 + K + B 2 ® A 2.... K + B 2 ® A 2 ...K...B 2 ® 2AB + K.

این معادلات را می توان با منحنی های انرژی پتانسیل نشان داد (شکل 5.2.).

برنج. 5.2. نمودار انرژی واکنش

با و بدون کاتالیزور

از شکل 5.2 می توان دریافت که:

1) کاتالیزور انرژی فعال سازی را کاهش می دهد و مکانیسم واکنش را تغییر می دهد - مراحل جدیدی را طی می کند که هر یک از آنها با انرژی فعال سازی کم مشخص می شود.

2) کاتالیزور DN واکنش (و همچنین DG، DU و DS) را تغییر نمی دهد.

3) اگر واکنش کاتالیز شده برگشت پذیر باشد، کاتالیزور بر تعادل تأثیر نمی گذارد، ثابت تعادل و غلظت تعادل اجزای سیستم را تغییر نمی دهد. هر دو واکنش رو به جلو و معکوس را به یک اندازه تسریع می کند و در نتیجه زمان رسیدن به تعادل را تسریع می کند.

بدیهی است که در حضور یک کاتالیزور، انرژی فعال‌سازی واکنش به میزان DE k کاهش می‌یابد، زیرا در بیان ثابت سرعت واکنش (معادله 5.10) انرژی فعال‌سازی در توان منفی گنجانده شده است. E a باعث افزایش بسیار زیاد سرعت واکنش می شود: .

اثر یک کاتالیزور بر کاهش Ea را می توان با مثالی از واکنش تجزیه یدید هیدروژن نشان داد:

2HI = H 2 + I 2 .

بنابراین، برای واکنش مورد بررسی، کاهش انرژی است

فعال سازی با 63 کیلوژول، یعنی. 1.5 برابر، مربوط به افزایش سرعت واکنش در 500 K بیش از 106 برابر است.

لازم به ذکر است که ضریب پیش نمایی واکنش کاتالیزوری k 0 1 برابر k 0 نیست و معمولاً بسیار کوچکتر است ، اما کاهش متناظر در سرعت افزایش آن را به دلیل Ea جبران نمی کند.

مثال 5.انرژی فعال سازی یک واکنش خاص در غیاب کاتالیزور 75.24 کیلوژول در مول است و با کاتالیزور - 50.14 کیلوژول در مول. اگر واکنش در دمای 25 درجه سانتیگراد ادامه یابد سرعت واکنش در حضور کاتالیزور چند برابر افزایش می یابد و ضریب پیش نمایی در حضور کاتالیزور 10 برابر کاهش می یابد.

راه حل.اجازه دهید انرژی فعال سازی واکنش را بدون کاتالیزور با Ea و در حضور کاتالیزور با Ea 1 نشان دهیم. ثابت های سرعت واکنش مربوطه را با k و k 1 نشان می دهیم. با استفاده از معادله آرنیوس (5.9) (به بخش 5.3 مراجعه کنید) و با گرفتن k 0 1 / k 0 = 10، متوجه می شویم:

از اینجا

در نهایت می یابیم:

بنابراین، کاهش انرژی فعال‌سازی توسط کاتالیزور به میزان 25.1 کیلوژول منجر به افزایش 2500 برابری سرعت واکنش، علی‌رغم کاهش 10 برابری ضریب پیش‌نمایی شد.

واکنش های کاتالیزوری بر اساس نوع کاتالیزور و نوع واکنش طبقه بندی می شوند. بنابراین، برای مثال، با توجه به حالت تجمعکاتالیزورها و کاتالیزورها به دو دسته تقسیم می شوند همگن(کاتالیزور و واکنش دهنده یک فاز تشکیل می دهند) و ناهمگن(کاتالیزور و معرف ها در فازهای مختلف هستند، مرز فازی بین کاتالیزور و معرف ها وجود دارد).

نمونه ای از کاتالیز همگن می تواند اکسیداسیون CO به CO 2 با اکسیژن در حضور NO 2 (کاتالیزور) باشد. مکانیسم کاتالیز را می توان با واکنش های زیر نشان داد:

CO (g) + NO 2 (g) ® CO 2 (g) + NO (g)

2NO (g) + O 2 (g) ® 2NO 2 (g);

و کاتالیزور (NO 2) دوباره در اولین واکنش شرکت می کند.

به طور مشابه، واکنش اکسیداسیون SO2 به SO3 را می توان کاتالیز کرد. واکنش مشابهی در تولید اسید سولفوریک به روش "نیتروس" استفاده می شود.

نمونه ای از کاتالیز ناهمگن تولید SO 3 از SO 2 در حضور Pt یا V 2 O 5 است:

SO 2 (g) + O 2 (g) ® SO 3 (g).

از این واکنش در تولید اسید سولفوریک (روش "تماس") نیز استفاده می شود.

یک کاتالیزور ناهمگن (آهن) همچنین در تولید آمونیاک از نیتروژن و هیدروژن و در بسیاری از فرآیندهای دیگر استفاده می شود.

راندمان کاتالیزورهای ناهمگن معمولاً بسیار بیشتر از کاتالیزورهای همگن است. سرعت واکنش های کاتالیزوری در مورد یک کاتالیزور همگن به غلظت آن بستگی دارد، و در مورد یک کاتالیزور ناهمگن، به سطح ویژه آن (یعنی پراکندگی) - هر چه بزرگتر باشد، سرعت بیشتر است. مورد دوم به این دلیل است که واکنش کاتالیزوری در سطح کاتالیزور انجام می شود و شامل مراحل جذب (چسباندن) مولکول های معرف بر روی سطح است. پس از اتمام واکنش، محصولات آن واجذب می شوند. برای افزایش سطح کاتالیزورها، آنها را خرد یا با روش های خاصی تولید می کنند که پودرهای بسیار ریز تولید می کند.

مثال های ارائه شده در عین حال نمونه هایی هستند کاتالیز ردوکسدر این حالت، فلزات واسطه یا ترکیبات آنها (Mn 3+، Pt، Au، Ag، Fe، Ni، Fe 2 O 3 و غیره) معمولاً به عنوان کاتالیزور عمل می کنند.

در کاتالیز اسید و بازنقش یک کاتالیزور توسط H +، OH - و سایر ذرات مشابه - حامل اسیدیته و بازی انجام می شود. بنابراین، واکنش هیدرولیز

CH 3 COOCH 3 + H 2 O CH 3 COOH + CH 3 OH

با اضافه کردن هر یک از آنها تقریباً 300 بار شتاب می گیرد اسیدهای قوی: HCl، HBr یا HNO3.

ارزش عالیکاتالیز در سیستم های بیولوژیکی رخ می دهد. در این حالت کاتالیزور نامیده می شود آنزیمکارایی بسیاری از آنزیم ها بسیار بیشتر از کاتالیزورهای معمولی است. به عنوان مثال، برای واکنش تثبیت نیتروژن به آمونیاک

N2 + 3H2 = 2NH3

در صنعت از یک کاتالیزور ناهمگن به شکل آهن اسفنجی با افزودن اکسیدهای فلزی و سولفات ها استفاده می شود.

در این حالت، واکنش در T » 700 K و P » 30 MPa انجام می شود. همین سنتز در گره های گیاهان حبوبات تحت تأثیر آنزیم ها در T و R معمولی رخ می دهد.

سیستم های کاتالیزوری نسبت به ناخالصی ها و مواد افزودنی بی تفاوت نیستند. برخی از آنها کارایی کاتالیز را افزایش می دهند، مانند مثال بالا در مورد کاتالیز سنتز آمونیاک توسط آهن. چنین مواد افزودنی به کاتالیزور نامیده می شود مروج(اکسیدهای پتاسیم و آلومینیوم در آهن). برعکس، برخی ناخالصی ها واکنش کاتالیزوری را سرکوب می کنند (کاتالیزور را "سمت" می کنند. سموم کاتالیزوریبه عنوان مثال، سنتز SO 3 بر روی یک کاتالیزور پلاتین به ناخالصی های حاوی سولفید سولفور بسیار حساس است. گوگرد سطح کاتالیزور پلاتین را مسموم می کند. برعکس، یک کاتالیزور مبتنی بر V 2 O 5 به چنین ناخالصی هایی حساس نیست. افتخار توسعه کاتالیزور مبتنی بر اکسید وانادیوم متعلق به دانشمند روسی G.K. بورسکوف

وابستگی سرعت واکنش به دما تقریباً توسط قانون تجربی Van't Hoff تعیین می شود: با هر 10 درجه تغییر دما، سرعت اکثر واکنش ها 2 تا 4 برابر تغییر می کند.

از نظر ریاضی، قانون وانت هاف به صورت زیر بیان می شود:

که در آن v(T2) و v(T1) به ترتیب سرعت واکنش در دماهای T2 و T1 هستند (T2> T1).

ضریب درجه حرارت γ سرعت واکنش.

مقدار γ برای یک واکنش گرماگیر بیشتر از واکنش گرمازا است. برای بسیاری از واکنش ها، γ در محدوده 2-4 قرار دارد.

معنای فیزیکی مقدار γ این است که نشان می دهد با تغییر دما برای هر 10 درجه چند بار سرعت واکنش تغییر می کند.

از آنجایی که سرعت واکنش و ثابت سرعت یک واکنش شیمیایی نسبت مستقیم دارند، عبارت (3.6) اغلب به شکل زیر نوشته می شود:

(3.7)

که در آن k(T2)، k(T1) به ترتیب ثابت های سرعت واکنش هستند

در دماهای T2 و T1؛

γ ضریب دمایی سرعت واکنش است.

مثال 8.چند درجه باید دما را افزایش داد تا سرعت واکنش 27 برابر افزایش یابد؟ ضریب دمای واکنش 3 است.

راه حل. ما از عبارت (3.6) استفاده می کنیم:

ما دریافت می کنیم: 27 = , = 3، DT = 30.

جواب: 30 درجه.

سرعت یک واکنش و زمان وقوع آن رابطه معکوس دارند وابستگی متناسب: هر چه v بزرگتر باشد

کمتر از t. از نظر ریاضی این با رابطه بیان می شود

مثال 9.در دمای 293 کلوین، واکنش در 2 دقیقه ادامه می یابد. چقدر طول می کشد تا این واکنش در دمای 273 کلوین رخ دهد اگر γ = 2 باشد.

راه حل. از رابطه (3.8) چنین می شود:

.

از معادله (3.6) استفاده می کنیم دریافت می کنیم:

دقیقه

پاسخ: 8 دقیقه

قانون Van't Hoff برای تعداد محدودی از واکنش های شیمیایی قابل اجرا است. تأثیر دما بر سرعت فرآیندها اغلب با استفاده از معادله آرنیوس تعیین می شود.

معادله آرنیوس . در سال 1889، دانشمند سوئدی S. Arre-1ius، بر اساس آزمایشات، معادله ای را استخراج کرد که به نام او نامگذاری شده است.

که در آن k ثابت سرعت واکنش است.

k0 - عامل پیش نمایی؛

e پایه لگاریتم طبیعی است.

Ea یک ثابت به نام انرژی فعال سازی است که توسط ماهیت معرف ها تعیین می شود:

R ثابت گاز جهانی برابر با 8.314 J/mol×K است.

مقادیر Ea برای واکنش های شیمیایی از 4 تا 400 کیلوژول بر مول متغیر است.

بسیاری از واکنش ها با یک مانع انرژی مشخص مشخص می شوند. برای غلبه بر آن، انرژی فعال سازی لازم است - مقداری انرژی اضافی (در مقایسه با انرژی مضر مولکول ها در دمای معین)، که مولکول ها باید داشته باشند تا برخورد آنها موثر باشد، یعنی منجر به تشکیل یک جدید شود. ماده با افزایش دما، تعداد مولکول های فعال به سرعت افزایش می یابد که منجر به افزایش شدید سرعت واکنش می شود.

به طور کلی، اگر دمای واکنش از T1 به T2 تغییر کند، رابطه (3.9) بعد از لگاریتم به شکل زیر است:

. (3.10)

این معادله به شما امکان می دهد انرژی فعال سازی یک واکنش را با تغییر دما از T1 به T2 محاسبه کنید.

سرعت واکنش های شیمیایی در حضور یک کاتالیزور افزایش می یابد. اثر یک کاتالیزور این است که ترکیبات میانی ناپایدار (کمپلکس های فعال شده) را با معرف ها تشکیل می دهد که تجزیه آنها منجر به تشکیل محصولات واکنش می شود. در این حالت، انرژی فعال سازی کاهش می یابد و مولکول هایی که انرژی آنها برای انجام واکنش در غیاب کاتالیزور کافی نبود، فعال می شوند. در نتیجه افزایش می یابد تعداد کلمولکول های پوند فعال و سرعت واکنش افزایش می یابد.

تغییر سرعت واکنش در حضور کاتالیزور با رابطه زیر بیان می شود:

, (3.11)

که در آن vcat و Ea(cat) سرعت و انرژی فعال‌سازی یک واکنش شیمیایی در حضور یک کاتالیزور هستند.

v و Ea سرعت و انرژی فعال شدن یک واکنش شیمیایی بدون کاتالیزور هستند.

مثال 10. انرژی فعال سازی یک واکنش خاص در غیاب کاتالیزور 75.24 کیلوژول در مول است، با یک کاتالیزور - 50.14 کیلوژول در مول. اگر واکنش در دمای 298 کلوین انجام شود، سرعت واکنش در حضور کاتالیزور چند برابر افزایش می یابد؟ راه حل. از معادله (3.11) استفاده می کنیم. جایگزینی داده ها در معادله

که در آن g ضریب دمایی است که مقادیر را از 2 تا 4 می گیرد.

توضیحی برای وابستگی سرعت واکنش به دما توسط S. Arrhenius ارائه شد. هر برخورد مولکول های واکنش دهنده منجر به واکنش نمی شود، بلکه تنها شدیدترین برخوردها منجر به واکنش می شود. فقط مولکول هایی با انرژی جنبشی اضافی قادر به انجام واکنش های شیمیایی هستند.

S. Arrhenius کسری از برخوردهای فعال (یعنی منجر به واکنش) ذرات واکنش دهنده a را بسته به دما محاسبه کرد: - a = exp(-E/RT). و بیرون آورد معادله آرنیوس برای ثابت سرعت واکنش:

k = koe-E/RT

که در آن ko و E d به ماهیت معرفها بستگی دارد. E انرژی است که باید به مولکول ها داده شود تا بتوانند برهمکنش کنند، نامیده می شود انرژی فعال سازی.

قانون وانت هاف- یک قانون تجربی که به عنوان اولین تقریب اجازه می دهد تا تأثیر دما بر سرعت یک واکنش شیمیایی را در محدوده دمایی کوچک (معمولاً از 0 درجه سانتیگراد تا 100 درجه سانتیگراد) تخمین بزند. J. H. Van't Hoff، بر اساس آزمایشات بسیاری، قانون زیر را تدوین کرد:

انرژی فعال سازیدر شیمی و زیست شناسی - حداقل مقدارانرژی ای که باید به سیستم (در شیمی که بر حسب ژول بر مول بیان می شود) برای انجام واکنش به سیستم عرضه شود. این اصطلاح توسط Svante August Arrhenius در سال معرفی شد. نماد معمولی برای انرژی واکنش ایا.

آنتروپی فعال سازی به عنوان تفاوت بین آنتروپی حالت گذار و حالت پایه واکنش دهنده ها در نظر گرفته می شود. عمدتاً با از دست دادن درجات آزادی انتقالی و چرخشی ذرات در طول تشکیل یک مجتمع فعال تعیین می شود. تغییرات قابل توجهی (درجات آزادی ارتعاش) نیز می تواند رخ دهد اگر کمپلکس فعال شده تا حدودی محکم تر از واکنش دهنده ها بسته بندی شود.

آنتروپی فعال سازی چنین انتقالی مثبت است.

آنتروپی فعال سازی به عوامل زیادی بستگی دارد. هنگامی که در یک واکنش دو مولکولی، دو ذره اولیه به هم می پیوندند تا حالت گذار را تشکیل دهند، آنتروپی انتقالی و چرخشی دو ذره به مقادیر مربوط به یک ذره کاهش می یابد. افزایش جزئی در آنتروپی ارتعاشی برای جبران این اثر کافی نیست.

آنتروپی های فعال سازی اساساً بسته به ساختار بیشتر از آنتالپی ها متفاوت است. آنتروپی‌های فعال‌سازی در بیشتر موارد با قانون قیمت و همت موافق هستند. این سری همچنین دارای اهمیت ویژه ای است که افزایش آنتروپی سیلاپ را احتمالاً می توان با دقت از آنتروپی های مطلق شناخته شده هیدروکربن های مربوطه محاسبه کرد.

بلیط شماره 2

1) طبقات اصلی ترکیبات معدنی: بازها، اکسیدها، اسیدها، نمکها.

2) بی - بریلیم.

خواص شیمیایی: بریلیم در دمای اتاق واکنش نسبتا کمی دارد. در شکل فشرده خود، حتی در دمای حرارت قرمز با آب و بخار واکنش نشان نمی دهد و تا دمای 600 درجه سانتی گراد توسط هوا اکسید نمی شود. هنگام مشتعل شدن، پودر بریلیم با شعله روشن می سوزد و اکسید و نیترید تولید می کند. هالوژن ها در دماهای بالاتر از 600 درجه سانتیگراد با بریلیوم واکنش می دهند و کالکوژن ها حتی به دمای بالاتری نیاز دارند.

خواص فیزیکی: بریلیم فلزی نسبتاً سخت اما شکننده به رنگ سفید نقره‌ای است. مدول الاستیسیته بالایی دارد - 300 GPa (برای فولادها - 200-210 GPa). در هوا به طور فعال با یک فیلم اکسید پایدار پوشیده شده است

منیزیم (Mg). خواص فیزیکی:منیزیم یک فلز سفید نقره ای با شبکه شش ضلعی، گروه فضایی P 63/mmc، پارامترهای شبکه a = 0.32029 نانومتر، c = 0.52000 نانومتر، Z = 2 است. در شرایط عادی، سطح منیزیم با یک فیلم محافظ بادوام پوشیده شده است. اکسید منیزیم MgO که وقتی در هوا تا دمای حدود 600 درجه سانتیگراد گرم می شود فرو می ریزد و پس از آن فلز با شعله سفید کورکننده می سوزد و اکسید منیزیم و نیترید Mg3N2 را تشکیل می دهد.

خواص شیمیایی:مخلوطی از پودر منیزیم با پرمنگنات پتاسیم KMnO4 - مواد منفجره

منیزیم داغ با آب واکنش می دهد:

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

قلیاها هیچ تأثیری بر منیزیم ندارند و به راحتی در اسیدها حل می شوند و هیدروژن آزاد می کنند.

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2;

هنگامی که در هوا گرم می شود، منیزیم می سوزد و یک اکسید تشکیل می دهد که مقدار کمی نیترید نیز می تواند با نیتروژن تشکیل شود.

2Mg + O2 = 2MgO;

3Mg + N2 = Mg3N2

بلیط شماره 3. حلالیت- توانایی یک ماده برای تشکیل سیستم های همگن با سایر مواد - محلول هایی که در آنها ماده به شکل اتم ها، یون ها، مولکول ها یا ذرات منفرد یافت می شود.

محلول اشباع شده- محلولی که در آن املاح در شرایط معین به حداکثر غلظت خود رسیده و دیگر حل نمی شود. رسوب این ماده با ماده محلول در تعادل است.

محلول غیر اشباع- محلولی که غلظت املاح در آن کمتر از محلول اشباع باشد و در شرایط معین مقدار بیشتری از آن حل شود.

محلول های فوق اشباع- محلول هایی که با این واقعیت مشخص می شوند که محتوای ماده محلول در آنها بیشتر از حلالیت طبیعی آن در شرایط معین است.

قانون هنری- قانونی که بر اساس آن، در دمای ثابت، حلالیت گاز در مایع معین با فشار این گاز در بالای محلول نسبت مستقیم دارد. قانون فقط برای راه حل های ایده آل و فشار کم مناسب است.

قانون هنری معمولاً به صورت زیر نوشته می شود:

جایی که p فشار جزئی گاز بالای محلول است،

c غلظت گاز در محلول بر حسب مول است،

k - ضریب هانری.

استخراج(از لاتین پسین استخراج - استخراج)، استخراج، فرآیند جداسازی مخلوطی از مایع یا جامداتبا استفاده از حلال های انتخابی (عصاره گیری).

بلیط شماره 4. 1)کسر جرمینسبت جرم ماده حل شونده به جرم کلراه حل برای یک راه حل باینری

ω(x) = m(x) / (m(x) + m(s)) = m(x) / m

جایی که ω(x) - کسر جرمیاملاح X

m(x) - جرم ماده محلول X، g؛

m (s) - جرم حلال S، g.

m = m (x) + m (s) - جرم محلول، گرم.

2)آلومینیوم- عنصر زیر گروه اصلیگروه سوم دوره سوم جدول تناوبی عناصر شیمیایی D.I. مندلیف با عدد اتمی 13.

یافتن در طبیعت:

آلومینیوم طبیعی تقریباً به طور کامل از یک واحد تشکیل شده است ایزوتوپ پایدار 27Al با ردپای 26Al، یک ایزوتوپ رادیواکتیو با نیمه عمر 720 هزار سال، در جو زمانی که هسته های آرگون توسط پروتون های پرتوهای کیهانی بمباران می شوند، تشکیل می شود.

رسید:

این شامل حل کردن اکسید آلومینیوم Al2O3 در کرایولیت مذاب Na3AlF6 و به دنبال آن الکترولیز با استفاده از کک مصرفی یا الکترودهای گرافیت است. این روش تولید به برق زیادی نیاز دارد و بنابراین تنها در قرن بیستم رایج شد.

آلومینوترمی- روشی برای تولید فلزات، غیر فلزات (و همچنین آلیاژها) با احیای اکسیدهای آنها با آلومینیوم فلزی.

بلیط شماره 5. محلول های غیر الکترولیت هامول دوتایی یا چند جزئی. سیستم هایی که ترکیب آنها می تواند به طور مداوم (حداقل در حدود معین) تغییر کند. بر خلاف محلول‌های الکترولیت‌ها، محلول‌های غیرالکترولیت (مول محلول‌ها) فاقد ذرات باردار در غلظت‌های قابل توجه هستند. محلول های غیر الکترولیت ها می توانند جامد، مایع و گاز باشند.

قانون اول رائول

قانون اول رائول فشار بخار اشباع بالای محلول را به ترکیب آن مرتبط می کند. به صورت زیر فرموله شده است:

فشار جزئی بخار اشباع یک جزء محلول با آن نسبت مستقیم دارد کسر مولدر محلول، و ضریب تناسب برابر با فشار بخار اشباع بالای جزء خالص است.

قانون دوم رائول

این واقعیت که فشار بخار بالای محلول با فشار بخار بالای حلال خالص متفاوت است به طور قابل توجهی بر فرآیندهای تبلور و جوش تأثیر می گذارد. از قانون اول رائول دو پیامد در مورد کاهش نقطه انجماد و افزایش نقطه جوش محلول ها به دست می آید که به صورت ترکیبی به قانون دوم رائول معروف هستند.

کرایوسکوپی(از یونانی kryos - سرد و scopeo - من نگاه می کنم) - اندازه گیری کاهش نقطه انجماد یک محلول در مقایسه با یک حلال خالص.

قانون وانت هاف: به ازای هر 10 درجه افزایش دما، ثابت سرعت یک واکنش ابتدایی همگن دو تا چهار برابر افزایش می یابد.

سختی آب- مجموعه ای از خواص شیمیایی و فیزیکی آب مرتبط با محتوای نمک های محلول فلزات قلیایی خاکی، عمدتاً کلسیم و منیزیم.

بلیط شماره 6. محلول های الکترولیت،حاوی غلظت قابل توجهی از کاتیون ها و آنیون های تشکیل شده در نتیجه تفکیک الکترولیتی مولکول های ماده محلول است.

الکترولیت های قوی - ترکیبات شیمیایی، که مولکول های آن در محلول های رقیق تقریباً به طور کامل به یون تجزیه می شوند.

الکترولیت های ضعیف- ترکیبات شیمیایی که مولکول های آنها، حتی در محلول های بسیار رقیق، به طور کامل به یون های موجود در تعادل دینامیکیبا مولکول های تفکیک نشده

تفکیک الکترولیتی- فرآیند تجزیه یک الکترولیت به یون زمانی که در یک حلال قطبی یا در حین ذوب حل می شود.

قانون رقیق سازی استوالد- رابطه ای که وابستگی رسانایی الکتریکی معادل محلول رقیق یک الکترولیت ضعیف دوتایی را به غلظت محلول بیان می کند:

گروه 4 عناصر P- کربن، سیلیکون، ژرمانیوم، قلع و سرب.

بلیط شماره 7. 1) تفکیک الکترولیتیتجزیه یک ماده به یون ها تحت تأثیر مولکول های قطبیحلال

pH = -lg.

محلول های بافر- اینها محلولهایی هستند که اسیدها یا مواد قلیایی اضافه می شوند که pH آنها کمی تغییر می کند.

اسید کربنیکاشکال:

1) نمک های متوسط ​​(کربنات ها)،

2) اسیدی (هیدروکربنات ها).

کربنات ها و هیدروکربنات ها از نظر حرارتی ناپایدار هستند:

CaCO3 = CaO + CO2^،

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

کربنات سدیم (خاکستر سودا) یکی از محصولات اصلی صنایع شیمیایی است. IN محلول آبیبا واکنش هیدرولیز می شود

Na2СО3 > 2Nа+ + СО3-2،

CO3-2 + H+-OH- - HCO3- + OH-.

بی کربنات سدیم (جوش شیرین) - به طور گسترده در صنایع غذایی. به دلیل هیدرولیز، محلول نیز دارد محیط قلیایی

NaHCO3 > Na+ + HCO3-,HCO3- + H-OH - H2CO3 + OH-.

خاکستر سودا و جوش شیرین با اسیدها تعامل دارند

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.

بلیط شماره 8. 1) تبادل _یون در محلول ها:

Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 +H2O

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

CO3 + 2H → CO2 + H2O

تکامل گاز C: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2 NaCl

2) خواص شیمیایی نیتروژن.فقط با اینها فلزات فعالمانند لیتیوم، کلسیم، منیزیم، نیتروژن زمانی که به دمای نسبتاً پایین گرم می شود واکنش نشان می دهد. نیتروژن با اکثر عناصر دیگر واکنش نشان می دهد دمای بالاو در حضور کاتالیزورها. ترکیبات نیتروژن با اکسیژن N2O، NO، N2O3، NO2 و N2O5 به خوبی مورد مطالعه قرار گرفته است.

خواص فیزیکی نیتروژننیتروژن کمی سبکتر از هوا است. چگالی 1.2506 کیلوگرم بر متر مکعب (در دمای 0 درجه سانتی گراد و 101325 نانومتر مربع یا 760 میلی متر جیوه)، نقطه ذوب -209.86 درجه سانتی گراد، نقطه جوش -195.8 درجه سانتی گراد. نیتروژن به سختی مایع می شود: دمای بحرانی آن بسیار پایین است (147.1- درجه سانتی گراد) و فشار بحرانی آن بالا 3.39 Mn/m2 (34.6 kgf/cm2) است. چگالی نیتروژن مایع 808 کیلوگرم بر متر مکعب است. نیتروژن کمتر از اکسیژن در آب حل می شود: در دمای 0 درجه سانتی گراد 23.3 گرم نیتروژن در 1 متر مکعب H2O حل می شود. نیتروژن در برخی از هیدروکربن ها بهتر از آب محلول است.

بلیط شماره 9. هیدرولیز (از یونانی آب - آب، لیز - تجزیه)به معنای تجزیه یک ماده توسط آب است. هیدرولیز نمک واکنش برگشت پذیر نمک با آب است که منجر به تشکیل یک الکترولیت ضعیف می شود.

آب، اگرچه به میزان کمی، تجزیه می کند:

H 2 O H + + OH – .

سدیم کلرید H2O H+ + OH–،

Na+ + Cl– + H2O Na+ + Cl– + H+ + OH–،

NaCl + H2O (بدون واکنش) خنثی

کربنات سدیم + HOH + OH–،

2Na+ + + H2O + OH–،

Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH قلیایی

کلرید آلومینیوم Al3+ + HOH AlOH2+ + H+،

Al3+ + 3Cl– + H2O AlOH2+ + 2Cl– + H+ + Cl–،

AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl اسید