Amikor a hőmérséklet 10 fokonként emelkedik. A kémiai reakció sebességének függvénye a hőmérséklettől. A van't hoff szabálya. A reakciósebesség hőmérsékleti együtthatója. Aktivációs energia, a reakció aktiválásának entrópiája. Arrhenius egyenlet. A változás hatása

Áramlási sebesség függőség kémiai reakció A hőmérsékletet a Van't Hoff -szabály határozza meg.

A holland vegyész, Van't Hoff Jakob Hendrik, a sztereokémia alapítója lett az első díjazott 1901 -ben Nóbel díj a kémiában. A díjat a kémiai dinamika és az ozmotikus nyomás törvényeinek felfedezéséért kapta. Van't Hoff bevezette a térszerkezet fogalmát kémiai anyagok... Meg volt győződve arról, hogy a kémiai alap- és alkalmazott kutatások terén előrelépést lehet elérni fizikai és matematikai módszerek alkalmazásával. Miután kifejlesztette a reakciósebesség elméletét, megalkotta a kémiai kinetikát.

Kémiai reakciósebesség

Tehát a kémiai reakciók kinetikáját az áramlási sebesség elméletének nevezik, kb kémiai kölcsönhatás a reakciók folyamatában és a reakciók különböző tényezőktől való függőségében fordul elő. Különböző reakciók esetén az áramlási sebesség eltérő.

Kémiai reakciósebesség közvetlenül függ a reagáló vegyi anyagok jellegétől. Egyes anyagok, például a NaOH és a HCl, másodperc töredéke alatt reagálhatnak. És néhány kémiai reakció évekig tart. Ilyen reakció például a vas rozsdásodása.

A reakciósebesség a reagensek koncentrációjától is függ. Minél magasabb a reagensek koncentrációja, annál nagyobb a reakciósebesség. A reakció során a reagensek koncentrációja csökken, ezért a reakciósebesség is lelassul. Vagyis a kezdeti pillanatban a sebesség mindig nagyobb, mint bármely későbbi.

V = (C vége - elejétől) / (t vége - t kezdet)

A reagens koncentrációit rendszeres időközönként határozzák meg.

Van't Hoff uralma

A hőmérséklet fontos tényező, amelytől függ a reakciósebesség.

Minden molekula ütközik másokkal. Az ütközések száma másodpercenként nagyon magas. Ennek ellenére a kémiai reakciók nem haladnak nagy sebességgel. Ennek oka az, hogy a reakció során a molekuláknak aktivált komplexmé kell összeállniuk. És csak aktív molekulák képezhetik, amelyek mozgási energiája elegendő ehhez. Kis számú aktív molekula esetén a reakció lassan halad. A hőmérséklet emelkedésével az aktív molekulák száma növekszik. Következésképpen a reakciósebesség magasabb lesz.

Van't Hoff úgy vélte, hogy a kémiai reakció sebessége a reagensek koncentrációjának időegységenkénti rendszeres változása. De nem mindig egységes.

Van't Hoff szabálya ezt állítja amikor a hőmérséklet minden 10 o-ra emelkedik, 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 - a reakció sebessége hőmérsékleten t 1;

ɣ a reakciósebesség hőmérsékleti együtthatója. Ez az együttható a hőmérséklet -konstansok aránya t + 10és t.

Tehát, ha ɣ = 3, és 0 ° C -on a reakció 10 percig tart, majd 100 ° C -on csak 0,01 másodpercig tart. A kémiai reakció sebességének hirtelen növekedését azzal magyarázzák, hogy a hőmérséklet növekedésével növekszik az aktív molekulák száma.

A Van't Hoff-szabály csak 10-400 o C hőmérséklet-tartományban alkalmazható. A nagy molekulákat érintő reakciók nem engedelmeskednek a Van't Hoff-szabálynak.

A hőmérséklet emelkedése felgyorsítja az összes kémiai reakciót. Kezdetben Van't Hoff kísérletileg megállapította, hogy mikor a hőmérséklet emelkedése minden 10 fokban, a sebesség 2–4 -szeresére nő ( van't Hoff szabálya ). Ez megfelel a sebesség teljesítmény-törvény függvényének a hőmérséklettől:

ahol T> T 0, g - Van't Hoff hőmérsékleti együtthatója.

Ez az egyenlet azonban elméletileg nem alátámasztott. ; A kísérleti adatokat jobban leírja egy exponenciális függvény (Arrhenius -egyenlet):

,

ahol A egy T -től független előexponenciális tényező, E a kémiai reakció aktiválási energiája (kJ / mol), R univerzális gázállandó.

Az Arrhenius -egyenletet általában a sebességállandóra írjuk fel:

.

Ezt az egyenletet elméletileg alátámasztják a statisztikai fizika módszerei. Minőségileg ez az indoklás a következő: mivel a reakciók a molekulák véletlenszerű ütközéséből adódnak, ezeket az ütközéseket a legkisebbtől a legnagyobbig szinte folyamatos energiahalmaz jellemzi. Nyilvánvaló, hogy a reakció csak akkor következik be, ha a molekulák elegendő energiával ütköznek ahhoz, hogy néhányat megtörjenek (vagy jelentősen megnyújtsanak) kémiai kötések... Minden rendszer esetében van egy E a energiaküszöb, amelytől kezdve az energia elegendő a reakció bekövetkezéséhez - az 5.1. Ábra 1. görbéje pontosan ennek a mechanizmusnak felel meg. Mivel az ütközések olyan gyakorisággal fordulnak elő, amely az exponenciális törvény szerint a hőmérséklettől függ, az 5.9 és 5.10 képletet kapjuk. Ekkor az A és k 0 exponenciális tényezők az ütközések teljes számának bizonyos jellemzőit képviselik, a kifejezés pedig a tényleges ütközések töredéke.

A kísérleti adatok elemzését az Arrhenius -egyenlet logaritmikus alakjával végezzük:

.

A menetrend az ún Arrhenius koordinálja
(ln k -), ábra. 7,2; keressük meg a gráfból k o -t és E a -t.

Két k o és E a hőmérsékletre vonatkozó kísérleti adatok jelenlétében elméletileg könnyen megtalálható:

; ;

A kémiai reakció sebessége nagymértékben függ az aktiválási energiától. A reakciók túlnyomó többségénél ez 50 és 250 kJ / mol közötti tartományban van. Reakciók, amelyekre
E a> 150 kJ / mol, szobahőmérsékleten gyakorlatilag nem fordul elő.

1. példa. A 2N 2 O 5 = 4NO 2 + O 2 komplex irreverzibilis reakció elsőrendű reakció. Hogyan változik a sebessége a nyomás ötszörösére?

Megoldás. Ennek a reakciónak a kinetikai egyenlete Általános nézet: V = k a. Mivel a reakció bonyolult, lehetséges, hogy a ¹ 2. A feltétel szerint a reakció sorrendje
a = 1. Gázreakcióknál a koncentráció szerepét a nyomás tölti be. Ezért
V = kP, és ha Р 1 = 5Р, akkor V 1 / V = ​​5, azaz a sebesség ötszörösére nő.

Keresse meg a sebességállandót, a reagensrendeléseket, és írja le a kinetikai egyenletet.

Megoldás. A reakció sebességének kinetikai egyenlete általános formában:

V = k a b.

Ezek a táblázatok lehetővé teszik a reakció sorrendjének megtalálását az NO (a) és a H 2 (b) vonatkozásában a reakciórend csökkentésének módszerével, azaz olyan kísérletek elemzése, amelyekben az egyik reagens állandó koncentrációban van. Tehát = 0,01 az első és a második oszlopban, változás közben.

... (magánrendelés a H 2 -ben).

A második és a harmadik oszlop esetében éppen ellenkezőleg, ugyanaz, de különböző, ezért:

(magánrendelés NO -tól).

Mivel az a és b egybeesik a sztöchiometrikus együtthatókkal, a reakció egyszerű lehet. A sebességállandó megtalálható az egyes oszlopok adataiból:

Tehát a kinetikai egyenlet V = 2,5. 10 3 2.

A reakció teljes (általános) sorrendje (a + b) 3.

3. példa. Az A + 3B = AB 3 reakciósebességet az V = k [A] · [B] kinetikai egyenlet határozza meg. Határozza meg a reakció általános sorrendjét. Ez a reakció egyszerű vagy összetett? Hányszor nő a reakciósebesség a koncentráció háromszorosával?

Megoldás. A reakció sorrendjét a kinetikai egyenletben szereplő reagensfokok kitevőinek összege határozza meg. Ennél a reakciónál az általános sorrend kettő (1 + 1).

Ha ez a reakció egyszerű volt, akkor a törvény szerint cselekvő tömegek

V = k [A] 1. [B] 3 és az általános sorrend (1+ 3) = 4, azaz a kinetikai egyenlet kitevői nem esnek egybe a sztöchiometrikus együtthatókkal, ezért a reakció bonyolult és több lépcsőben megy végbe.

A reagensek koncentrációjának 3 -szoros növekedésével: V 1 = k · 3 [A] · 3 [B] = 3 2 V, azaz a sebesség 3 2 = 9 -szeresére nő.

4. példa. Határozza meg a reakció aktiválási energiáját és hőmérsékleti együtthatóját, ha 398 és 600 0 C -on a sebességállandó 2,1 × 10 -4 és 6,25 × 10 -1.

Megoldás. E a két értékre az 5.12 képlet segítségével számítható ki :

192b33 J / mol.

Hőmérsékleti együttható az (5.8) kifejezésből találjuk, hiszen V µ k:

.

Katalízis

A kémiai gyakorlatban a kémiai reakciók felgyorsításának egyik legelterjedtebb módja a katalízis.A katalizátor olyan anyag, amely többször részt vesz a reakció közbenső szakaszaiban, de kémiailag változatlan marad.

Például az А 2 + В 2 = 2АВ reakcióra

a K katalizátor részvétele kifejezhető az egyenlettel

А 2 + К + В 2 ® А 2 .... К + В 2 ® А 2 ... К ... В 2 ® 2АВ + K.

Ezeket az egyenleteket a potenciális energia görbéi képviselhetik (5.2. Ábra).

Rizs. 5.2. A reakció menetének energiadiagramja

katalizátorral és anélkül

Az 5.2. Ábra azt mutatja, hogy:

1) a katalizátor csökkenti az aktiválási energiát a reakciómechanizmus megváltoztatásával - új szakaszokon megy keresztül, amelyek mindegyikét alacsony aktiválási energia jellemzi;

2) a katalizátor nem változtatja meg a DH reakciót (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 összetevőinek egyensúlyi koncentrációit. Egyformán felgyorsítja mind az előre, mind a visszafelé irányuló reakciókat, ezáltal felgyorsítja az egyensúly eléréséhez szükséges időt.

Nyilvánvaló, hogy katalizátor jelenlétében a reakció aktiválási energiája a DE k értékkel csökken. Mivel a reakciósebességi állandó kifejezésében (5.10. Egyenlet) az aktiválási energia belép a negatív kitevőbe, még az E a a reakciósebesség nagyon nagy növekedését okozza: .

A katalizátornak az E a csökkenésére gyakorolt ​​hatását a hidrogén -jodid bomlási reakciójának példája mutatja:

2HI = H 2 + I 2.

Így a vizsgált reakció esetében az energia csökkenése

aktiválása 63 kJ -val, azaz 1,5 -szeres, a reakciósebesség 500 K -nál több mint 106 -szorosának felel meg.

Meg kell jegyezni, hogy a k 0 1 katalitikus reakció preexponenciális tényezője nem egyenlő k 0 -val, és általában jóval kisebb, de a megfelelő ütemcsökkenés nem kompenzálja az E a miatt bekövetkező növekedését.

5. példa. Egy bizonyos reakció aktiválási energiája katalizátor hiányában 75,24 kJ / mol, katalizátorral pedig 50,14 kJ / mol. Hányszor nő a reakciósebesség katalizátor jelenlétében, ha a reakció 25 0 ° C -on megy végbe, és a katalizátor jelenlétében az exponenciális tényező 10 -szeresére csökken.

Megoldás. Jelöljük a reakció aktivációs energiáját katalizátor nélkül Ea -ként, katalizátor jelenlétében pedig Ea 1 -ként; a megfelelő reakciósebességi állandókat k és k 1 jelöli. Az Arrhenius -egyenletet (5.9) használva (lásd az 5.3. Szakaszt) és k 0 1 / k 0 = 10 -et kapva:

Innen

Végül megtaláljuk:

Így a katalizátor aktiválási energiájának 25,1 kJ-kal 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. Így például szerint összesített állapot katalizátorok és reagensek, a katalízis részekre oszlik homogén(a katalizátor és a reagens egy fázist alkot) és heterogén(a katalizátor és a reagensek különböző fázisokban vannak, fázishatár van a katalizátor és a reagensek között).

A homogén katalízisre példa például a CO oxidálása oxigénnel CO 2 -ra NO 2 (katalizátor) jelenlétében. A katalízis mechanizmusa a következő reakciókkal ábrázolható:

CO (g) + NO 2 (g) ® CO 2 (g) + NO (g),

2NO (g) + 02 (g) ® 2NO 2 (g);

és a katalizátor (NO 2) ismét részt vesz az első reakcióban.

Hasonló módon katalizálható a SO 2 oxidációs reakciója SO 3 -ra; hasonló reakciót alkalmaznak a kénsav "nitrogén" módszerrel történő előállításánál.

Egy példa a heterogén katalízisre a SO 2 SO 2 -ból történő előállítása Pt vagy V 2 O 5 jelenlétében:

SO 2 (g) + O 2 (g) ® SO 3 (g).

Ezt a reakciót kénsav előállítására is használják ("kontakt" módszer).

Heterogén katalizátort (vasat) is használnak ammónia nitrogénből és hidrogénből történő előállításához, valamint számos más folyamathoz.

A heterogén katalizátorok hatékonysága általában sokkal magasabb, mint a homogéneké. A katalitikus reakciók sebessége homogén katalizátor esetén a koncentrációjától, heterogén katalizátor esetén pedig a fajlagos felülettől (azaz diszpergáltságtól) függ - minél magasabb, annál nagyobb az arány. Ez utóbbi annak a ténynek köszönhető, hogy a katalitikus reakció a katalizátor felületén megy végbe, és magában foglalja a reagensmolekulák felszíni adszorpciójának (tapadásának) szakaszát; a reakció végén termékei deszorbeálódnak. A katalizátorok felületének növelése érdekében ezeket aprítják vagy speciális módszerekkel állítják elő, amelyekben nagyon finom porok képződnek.

A megadott példák is példák redox katalízis. Ebben az esetben katalizátorként általában átmeneti fémeket vagy ezek vegyületeit (Mn 3+, Pt, Au, Ag, Fe, Ni, Fe 2 O 3 stb.) Használják.

Sav-bázis katalízisben a katalizátor szerepét az Н +, az ОН - és más hasonló részecskék - a savasság és lúgosság hordozói játsszák. 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 HNO 3.

Nagyon fontos A katalízis a biológiai rendszerekben van. Ebben az esetben a katalizátort ún enzim. Sok enzim sokkal hatékonyabb, mint a hagyományos katalizátorok. Például a nitrogén ammóniához való kötődésének reakciójához

N2 + 3H2 = 2NH3

Az ipar heterogén katalizátort használ szivacsvas formájában, fém -oxidok és szulfátok adalékanyagaival.

Ebben az esetben a reakciót T "700 K és P" 30 MPa nyomáson hajtjuk végre. Ugyanez a szintézis fordul elő a hüvelyes növények csomóiban normál T és P enzimek hatására.

A katalitikus rendszerek nem közömbösek a szennyeződések és adalékanyagok iránt. Néhányuk növeli a katalízis hatékonyságát, például az ammónia szintézis vassal végzett katalízisének fenti példájában. A katalizátor ilyen adalékanyagait ún promóterek(kálium- és alumínium -oxidok vasban). Ezzel szemben egyes szennyeződések elnyomják a katalitikus reakciót ("mérgezik" a katalizátort) katalitikus mérgek. Például a SO 3 szintézise Pt katalizátoron keresztül nagyon érzékeny a szulfid -kéntartalmú szennyeződésekre; a kén megmérgezi a platina katalizátor felületét. Ezzel szemben a V205 katalizátor érzéketlen az ilyen szennyeződésekre; a vanádium -oxidon alapuló katalizátor kifejlesztésének megtiszteltetése az orosz tudós G.K. Boreskov.

A reakciósebességnek a hőmérséklettől való függését megközelítőleg a Van't Hoff ökölszabály határozza meg: 10 fokonként változó hőmérséklet esetén a legtöbb reakció sebessége 2-4-szeresére változik.

Matematikailag a Van't Hoff -szabály a következőképpen fejeződik ki:

ahol v (T2) és v (T1) a reakciósebesség T2 és T1 hőmérsékleten (T2> T1);

a reakciósebesség γ-hőmérsékleti együtthatója.

Az endoterm reakció γ értéke magasabb, mint exoterm reakció esetén. Sok reakció esetén a γ 2-4 tartományban van.

A γ érték fizikai jelentése az, hogy megmutatja, hogy a reakciósebesség hányszor változik, amikor a hőmérséklet 10 fokonként változik.

Mivel a reakciósebesség és a kémiai reakció sebességállandója egyenesen arányos, a (3.6) kifejezést gyakran a következő formában írják fel:

(3.7)

ahol k (T2), k (T1) a reakciósebességi állandók

T2 és T1 hőmérsékleten;

γ a reakciósebesség hőmérsékleti együtthatója.

8. példa. Hány fokkal kell növelni a hőmérsékletet, hogy a reakciósebesség 27 -szeresére nőjön? A reakció hőmérsékleti együtthatója 3.

Megoldás. A (3.6) kifejezést használjuk:

Kapjuk: 27 =, = 3, DТ = 30.

Válasz: 30 fok.

A reakció sebessége és a reakció ideje fordítottan függ össze. arányos: a nagyobb v, a

kevesebb mint t. Matematikailag ezt az összefüggés fejezi ki

9. példa. 293 K hőmérsékleten a reakció 2 perc alatt folytatódik. Mennyi ideig tart ez a reakció 273 K hőmérsékleten, ha γ = 2.

Megoldás. A (3.8) egyenletből ez következik:

.

A (3.6) egyenletet használjuk, mivel Kapunk:

min.

Válasz: 8 perc.

Van't Hoff szabálya korlátozott számú kémiai reakcióra vonatkozik. A hőmérséklet hatását a folyamatok sebességére gyakran az Arrhenius -egyenlet határozza meg.

Arrhenius egyenlet ... 1889-ben S. Arre-1ius svéd tudós a kísérletek alapján egy egyenletet vezetett le, amelyet róla neveztek el

ahol k a reakciósebesség állandója;

k0 - exponenciális tényező;

e a természetes logaritmus alapja;

Az Ea konstans, az úgynevezett aktivációs energia, amelyet a reagensek jellege határoz meg:

R-univerzális gázállandó 8,314 J / mol × K.

A kémiai reakciók Ea értékei 4–400 kJ / mol tartományban vannak.

Sok reakciót egy bizonyos energiagát jellemez. Ennek leküzdéséhez aktiválási energiára van szükség - némi felesleges energiára (összehasonlítva a molekulák káros energiájával egy adott hőmérsékleten), amelyet a molekuláknak rendelkezniük kell ahhoz, hogy ütközésük hatékony legyen, vagyis kialakuláshoz vezetne egy új anyagról. A hőmérséklet emelkedésével az aktív molekulák száma gyorsan növekszik, ami a reakciósebesség éles növekedéséhez vezet.

Általában, ha a reakció hőmérséklete T1 -ről T2 -re változik, a (3.9.) Egyenlet a logaritmus felvétele után a következőképpen alakul:

. (3.10)

Ez az egyenlet lehetővé teszi a reakció aktiválási energiájának kiszámítását, amikor a hőmérséklet T1 -ről T2 -re változik.

A kémiai reakciók sebessége katalizátor jelenlétében növekszik. A katalizátor hatása az, hogy reagensekkel instabil közbenső vegyületeket (aktivált komplexeket) képez, amelyek bomlása reakciótermékek képződéséhez vezet. Ezzel párhuzamosan csökken az aktiválási energia, és aktiválódnak a molekulák, amelyek energiája katalizátor hiányában nem volt elegendő a reakció végrehajtásához. Ennek eredményeként a teljes szám aktív £ molekulák és a reakciósebesség nő.

A reakciósebesség változását katalizátor jelenlétében a következő egyenlet fejezi ki:

, (3.11)

ahol vcat és Ea (kat) katalizátor jelenlétében végbemenő kémiai reakció sebessége és aktiválási energiája;

v és Ea a katalizátor nélküli kémiai reakció sebessége és aktiválási energiája.

10. példa... Egy bizonyos reakció aktiválási energiája katalizátor hiányában 75,24 kJ / mol, katalizátor esetén - 50,14 kJ / mol. Hányszor nő a reakciósebesség katalizátor jelenlétében, ha a reakció 298 K hőmérsékleten megy végbe? Megoldás. A (3.11) egyenletet fogjuk használni. Az adatok helyettesítése az egyenletben

ahol g a hőmérsékleti együttható 2 és 4 között.

A reakciósebességnek a hőmérséklettől való függését magyarázta S. Arrhenius. Nem minden reagensmolekula ütközése vezet reakcióhoz, hanem csak a legerősebb ütközések. Csak olyan molekulák képesek a kémiai reakcióra, amelyek túlzott mozgási energiával rendelkeznek.

S. Arrhenius kiszámította a reagáló részecskék aktív (azaz reakcióhoz vezető) ütközéseinek arányát a, a hőmérséklettől függően: - a = exp (-E / RT). és hozta Arrhenius egyenlet a reakciósebességi állandóra:

k = koe-E / RT

ahol ko és E d a reagensek jellegétől függenek. E az az energia, amelyet a molekuláknak kell adni ahhoz, hogy kölcsönhatásba léphessenek, ún aktiválási energia.

Van't Hoff uralma- egy hüvelykujjszabály, amely lehetővé teszi első közelítésben, hogy megbecsüljük a hőmérséklet hatását a kémiai reakció sebességére kis hőmérséklettartományban (általában 0 ° C és 100 ° C között). J. H. Van't Hoff sok kísérlet alapján a következő szabályt fogalmazta meg:

Aktiválási energia a kémiában és a biológiában - minimális összeg energiát kell átadni a rendszernek (a kémiában dzsulában / mólban fejezik ki) a reakció bekövetkeztéhez. A kifejezést Svante August Arrhenius vezette be. A reakcióenergia tipikus jelölése Ea.

Az aktivációs entrópia az átmeneti állapot entrópiája és a reagensek alapállapota közötti különbség. Elsősorban a részecskék transzlációs és forgási szabadságának elvesztése határozza meg egy aktivált komplex kialakulása során. Jelentős változások (rezgési szabadságfokok is előfordulhatnak, ha az aktivált komplex valamivel sűrűbben van csomagolva, mint a reagensek.

Az ilyen átmenet aktiválási entrópiája pozitív.

Az aktiválás entrópiája sok tényezőtől függ. Amikor egy bimolekuláris reakció során két kezdeti részecske egyesül, átmeneti állapotot képezve, a két részecske transzlációs és forgási entrópia egyetlen részecskéhez tartozó értékekre csökken; a vibrációs entrópia enyhe növekedése nem elegendő ennek a hatásnak a kompenzálására.

Az aktivációs entrópia valójában több változást mutat, és függ a szerkezetétől, mint az entalpiák. Az aktiválási entrópiák a legtöbb esetben jól egyeznek az Price és Hammett szabállyal. Ennek a sorozatnak az a különleges jelentősége is van, hogy a szilápa növekedése és entrópiája valószínűleg pontosan kiszámítható a megfelelő szénhidrogének ismert abszolút entrópiáiból

Jegyszám 2

1) SZERVETLEN EGYESÜLETEK ALAPOSZTÁLYAI: Bázisok, oxidok, savak, sók.

2) Be - berillium.

Kémiai tulajdonságok: A berillium viszonylag kevés reakcióképességű szobahőmérsékleten. Kompakt formában nem reagál vízzel és vízgőzzel még vörös hő hatására sem, és nem oxidálódik levegővel 600 ° C -ig. Gyulladáskor a berilliumpor erős lánggal ég, miközben oxid és nitrid képződik. A halogének 600 ° C feletti hőmérsékleten reagálnak a berilliummal, míg a kalkogének még magasabb hőmérsékletet igényelnek.

Fizikai tulajdonságok: A berillium viszonylag kemény, de törékeny fém, ezüstös fehér színű. Nagy rugalmassági modulusa van - 300 GPa (acéloknál - 200-210 GPa). Levegőben aktív oxidfóliával borítják

Magnézium (Mg). Fizikai tulajdonságok: A magnézium ezüstfehér fém, hatszögletű rácsos, P 63 / mmc tércsoport, rácsparaméterek a = 0,32029 nm, c = 0,52000 nm, Z = 2. Normál körülmények között a magnézium felületét erős védőréteg borítja magnézium -oxid MgO, amely levegőben körülbelül 600 ° C -ra hevítve összeomlik, 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 reagál vízzel:

Mg (bomlik) + Н2О = MgO + H2;

A lúgok nem befolyásolják a magnéziumot, savakban könnyen oldódik hidrogén felszabadulásával:

Mg + 2HCI = MgCl2 + H2;

A levegőben hevítve a magnézium kiég, oxid képződik, és kis mennyiségű nitrid nitrogénnel is képződhet:

2Mg + O2 = 2MgO;

3Mg + N2 = Mg3N2

Jegyszám 3. Oldhatóság- az anyag azon képessége, hogy más anyagokkal homogén rendszereket képezzen - oldatok, amelyekben az anyag egyedi atomok, ionok, molekulák vagy részecskék formájában van.

Telített oldat- olyan oldat, amelyben az oldott anyag az 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 egy telített oldaté, és amelyben adott körülmények között ennél több is feloldható.

Túltelített oldatok- olyan oldatok, amelyekre jellemző, hogy az oldott anyag tartalma bennük nagyobb, mint a megfelelő normál oldhatóság az adott körülmények között.

Henry törvénye- az a törvény, amely szerint állandó hőmérsékleten a gáz adott folyadékban való oldhatósága egyenesen arányos ennek a gáznak az oldat feletti nyomásával. A törvény csak ideális megoldásokra és alacsony nyomásokra érvényes.

Henry törvényét általában a következőképpen írják:

Ahol p a gáz parciális nyomása az oldat felett,

c - gázkoncentráció oldatban egy mól töredékében,

k - Henry együtthatója.

Kivonás(késő lat. extractio - extrakcióból), extrakció, folyadékkeverék elválasztásának folyamata ill szilárd anyagok szelektív (szelektív) oldószerek (extrahálószerek) használatával.

Jegyszám 4. 1)Tömegrész ez az oldott anyag és az oldat össztömegének aránya. Bináris megoldáshoz

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

ahol ω (x) - tömegrész oldott anyag X

m (x) az X oldott anyag tömege, g;

m (s) az S oldószer tömege, g;

m = m (x) + m (s) az oldat tömege, g.

2)Alumínium- elem fő alcsoport harmadik csoport harmadik időszak periodikus rendszer kémiai elemek DI Mendelejev, 13 -as atomszámmal.

A természetben lenni:

A természetes alumínium szinte teljes egészében egyetlen elemből áll stabil izotóp 27Al, 26Al nyomokkal, 720 ezer év felezési idejű radioaktív izotóp, amely a légkörben képződik, amikor az argonmagokat kozmikus sugár protonok bombázzák.

Fogadás:

Ez abból áll, hogy az Al2O3 alumínium -oxidot Na3AlF6 kriolit -olvadékban oldják, majd ezt követően elektrolízist fogyasztanak koksz- vagy grafit -elektródákkal. Ez a megszerzési módszer nagy mennyiségű villamos energiát igényel, és ezért csak a XX.

Aluminotermia- módszer fémek, nemfémek (valamint ötvözetek) előállítására oxidjaik fémalumíniummal történő redukálásával.

Jegyszám 5. NEM ELEKTROLITA MEGOLDÁSOK, bináris vagy többkomponensű mol. rendszerek, amelyek összetétele folyamatosan változhat (legalábbis bizonyos határokon belül). Az elektrolit-oldatokkal ellentétben a nem elektrolit oldatokban (mol. P-pax) nincsenek észrevehető koncentrációban töltött részecskék. a nem elektrolit oldatok lehetnek szilárdak, folyékonyak és gázneműek.

Raoult első törvénye

Raoult első törvénye összeköti a telített gőznyomást egy oldat fölött összetételével; a következőképpen van megfogalmazva:

Az oldatkomponens telített gőzének parciális nyomása egyenesen arányos vele vakond frakció oldatban, és az arányossági együttható megegyezik a tiszta komponens telített gőznyomásával.

Raoult második törvénye

Az a tény, hogy az oldat fölötti gőznyomás eltér a tiszta oldószer gőznyomásától, jelentősen befolyásolja a kristályosodási és forrási folyamatokat. Az első Raoult -törvényből két következmény következik: a fagyáspont csökkenése és az oldatok forráspontjának emelkedése, amelyek kombinált formájában a második Raoult -törvény néven ismertek.

Krioszkópia(a görög kryosból - hideg és szkopo - nézem) - az oldat fagyáspontjának csökkenésének mérése a tiszta oldószerrel összehasonlítva.

Van't Hoff szabálya -Amikor a hőmérséklet minden 10 fokon emelkedik, a homogén elemi reakció sebességállandója kétszer -négyszer nő

A víz keménysége- a víz kémiai és fizikai tulajdonságainak összessége, amely az alkáliföldfémek, elsősorban a kalcium és a magnézium oldott sóinak tartalmához kapcsolódik.

Jegyszám 6. ELECTROLYTE SOLUTIONS,észrevehető koncentrációban ionokat-kationokat és anionokat tartalmaznak, amelyek az oldott anyag molekuláinak elektrolitikus disszociációja következtében keletkeznek.

Erős elektrolitok - kémiai vegyületek amelynek molekulái híg oldatokban szinte teljesen ionokká disszociálnak.

Gyenge elektrolitok- kémiai vegyületek, amelyek molekulái még erősen híg oldatokban sem szakadnak el teljesen ionokká dinamikus egyensúly disszociálatlan molekulákkal.

Elektrolitikus disszociáció- az elektrolit ionokká történő bomlásának folyamata, ha azt poláris oldószerben feloldják vagy megolvasztják.

Ostwald hígítási törvénye- a gyenge bináris elektrolit hígított oldatának egyenértékű elektromos vezetőképességének az oldat koncentrációjától való függését kifejező arány:

4 csoport P-elemei- szén, szilícium, germánium, ón és ólom.

Jegyszám 7. 1) Elektrolitikus disszociáció Az anyag bomlása az ionok hatására poláris molekulák oldószer.

pH = -lg.

Pufferoldatok- ezek olyan oldatok, amelyekhez savakat vagy lúgokat adnak, ezek pH -ja enyhén változik.

Szénsavűrlapok:

1) közepes sók (karbonátok),

2) savas (hidrokarbonátok).

A karbonátok és a szénhidrogének termikusan instabilak:

CaCO3 = CaO + CO2 ^,

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

A nátrium -karbonát (szóda) a vegyipar egyik fő terméke. V vizesoldat reakcióval hidrolizálódik

Na2CO3> 2Na + + CO3-2,

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

A nátrium -hidrogén -karbonátot (szódabikarbóna) széles körben használják az élelmiszeriparban. A hidrolízis miatt az oldatnak is van lúgos környezetben

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

A szóda és a szódabikarbóna kölcsönhatásba lép a savakkal

Na2CO3 + 2HCI - 2NaCl + CO2 ^ + H2O,

2Nа + + СО3-2 + 2Н + + 2Сl-- 2Nа + + 2Сl- + СО2 ^ + Н2О,

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

NaHCO3 + CH3COOH - CH3COONa + CO2 ^ + H2O,

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

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

Jegyszám 8. 1) _ ioncsere megoldásokban:

Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 + H2O

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

CO3 + 2H → CO2 + H2O

Gázfejlődés: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl

2) A nitrogén kémiai tulajdonságai. Csak ilyenekkel aktív fémek A lítiumhoz hasonlóan a kalcium, a magnézium, a nitrogén is kölcsönhatásba lép, ha viszonylag alacsony hőmérsékletre melegítik. A nitrogén reagál a legtöbb más elemmel, amikor magas hőmérsékletűés katalizátorok jelenlétében. A nitrogén és oxigén N2O, NO, N2O3, NO2 és N2O5 vegyületei jól tanulmányozottak.

A nitrogén fizikai tulajdonságai. A nitrogén valamivel könnyebb, mint a levegő; sűrűség 1,2506 kg / m3 (0 ° С és 101325 n / m2 vagy 760 Hgmm), tp -209,86 ° С, tboil -195,8 ° С. A nitrogén nehezen cseppfolyósodik: kritikus hőmérséklete meglehetősen alacsony (-147,1 ° C), és kritikus nyomása magas 3,39 MN / m2 (34,6 kgf / cm2); folyékony nitrogén sűrűsége 808 kg / m3. A nitrogén kevésbé oldódik vízben, mint az oxigén: 0 ° C -on 23,3 g nitrogén oldódik 1 m3 vízben. A nitrogén jobb, mint a víz, néhány szénhidrogénben oldódik.

Jegyszám 9. Hidrolízis (a görög vízből - víz, lízis - bomlás) egy anyag vízzel történő bomlását jelenti. A sóhidrolízis a só vízzel való visszafordítható kölcsönhatása, amely gyenge elektrolit képződéséhez vezet.

A víz, bár kis mértékben, de 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 NaHCO3 + NaOH Lúgos

Alumínium -klorid Al3 + + HOH AlOH2 + + H +,

Al3 + + 3Cl– + H2O AlОH2 + + 2Cl– + H + + Cl–,

AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl Savas