Ջերմաստիճանի յուրաքանչյուր 10 աստիճան բարձրացման համար. Քիմիական ռեակցիայի արագության կախվածությունը ջերմաստիճանից: վանտ Հոֆի կանոնը. Ռեակցիայի արագության ջերմաստիճանի գործակիցը: Ակտիվացման էներգիա, ռեակցիայի ակտիվացման էնտրոպիա։ Արրենիուսի հավասարումը. Փոփոխության ազդեցությունը

Հոսքի արագության կախվածությունը քիմիական ռեակցիաջերմաստիճանը որոշվում է Վան Հոֆի կանոնով:

Հոլանդացի քիմիկոս Վան Հոֆ Յակոբ Հենդրիկը, ստերեոքիմիայի հիմնադիրը, դարձավ առաջին դափնեկիրը 1901թ. Նոբելյան մրցանակքիմիայի մեջ։ Նրան շնորհվել է քիմիական դինամիկայի և օսմոտիկ ճնշման օրենքների բացահայտման համար։ Վանտ Հոֆը ներկայացրեց տարածական կառուցվածքի հայեցակարգը քիմիական նյութեր. Նա վստահ էր, որ քիմիայի հիմնարար և կիրառական հետազոտություններում առաջընթաց կարելի է ձեռք բերել ֆիզիկական և մաթեմատիկական մեթոդների միջոցով: Մշակելով ռեակցիաների արագության տեսությունը՝ նա ստեղծել է քիմիական կինետիկա։

Քիմիական ռեակցիայի արագությունը

Այսպիսով, քիմիական ռեակցիաների կինետիկան ուսումնասիրում է առաջացման արագությունը, ինչի քիմիական փոխազդեցությունառաջանում է ռեակցիաների ժամանակ, իսկ ռեակցիաների կախվածությունը տարբեր գործոններից։ Տարբեր ռեակցիաները առաջացման տարբեր արագություններ ունեն:

Քիմիական ռեակցիայի արագությունըուղղակիորեն կախված է ռեակցիայի մեջ մտնող քիմիական նյութերի բնույթից: Որոշ նյութեր, ինչպիսիք են NaOH-ը և HCl-ը, կարող են արձագանքել վայրկյանի մասում։ Իսկ որոշ քիմիական ռեակցիաներ տևում են տարիներ: Նման ռեակցիայի օրինակ է երկաթի ժանգոտումը։

Ռեակցիայի արագությունը կախված է նաև ռեակտիվների կոնցենտրացիայից: Որքան բարձր է ռեակտիվների կոնցենտրացիան, այնքան բարձր է ռեակցիայի արագությունը: Ռեակցիայի ընթացքում ռեագենտների կոնցենտրացիան նվազում է, հետևաբար՝ դանդաղում է ռեակցիայի արագությունը։ Այսինքն՝ սկզբնական պահին արագությունը միշտ ավելի բարձր է, քան ցանկացած հաջորդ պահին։

V = (C վերջ – սկզբից)/(t վերջ – t սկիզբ)

Ռեակտիվների կոնցենտրացիաները որոշվում են որոշակի ժամանակային ընդմիջումներով:

Վան Հոֆի կանոնը

Կարևոր գործոնը, որից կախված է ռեակցիաների արագությունը, ջերմաստիճանն է։

Բոլոր մոլեկուլները բախվում են մյուսների հետ: Վայրկյանում հարվածների թիվը շատ մեծ է: Բայց, այնուամենայնիվ, քիմիական ռեակցիաները մեծ արագությամբ չեն լինում։ Դա տեղի է ունենում, քանի որ ռեակցիայի ընթացքում մոլեկուլները պետք է հավաքվեն ակտիվացված համալիրի մեջ: Եվ այն կարող են ձևավորել միայն ակտիվ մոլեկուլները, որոնց կինետիկ էներգիան բավարար է դրա համար։ Փոքր քանակությամբ ակտիվ մոլեկուլների դեպքում ռեակցիան դանդաղ է ընթանում։ Ջերմաստիճանի բարձրացման հետ ակտիվ մոլեկուլների թիվը մեծանում է։ Հետևաբար, ռեակցիայի արագությունը կլինի ավելի բարձր:

Վան Հոֆը կարծում էր, որ քիմիական ռեակցիայի արագությունը միավոր ժամանակում արձագանքող նյութերի կոնցենտրացիայի բնական փոփոխությունն է։ Բայց միշտ չէ, որ միատեսակ է։

Վանտ Հոֆի կանոնում ասվում է ջերմաստիճանի յուրաքանչյուր 10° բարձրացման դեպքում քիմիական ռեակցիայի արագությունը մեծանում է 2-4 անգամ .

Մաթեմատիկորեն Վան Հոֆի կանոնն ունի հետևյալ տեսքը.

Որտեղ V 2 t 2, Ա Վ 1 - ռեակցիայի արագությունը ջերմաստիճանում t 1;

ɣ - ռեակցիայի արագության ջերմաստիճանի գործակիցը. Այս գործակիցը ջերմաստիճանի արագության հաստատունների հարաբերակցությունն է t+10Եվ տ.

Այսպիսով, եթե ɣ = 3, իսկ 0 o C-ում ռեակցիան տևում է 10 րոպե, ապա 100 o C-ում այն ​​կտևի ընդամենը 0,01 վայրկյան։ Քիմիական ռեակցիայի արագության կտրուկ աճը բացատրվում է ջերմաստիճանի բարձրացմամբ ակտիվ մոլեկուլների քանակի ավելացմամբ։

Վանտ Հոֆի կանոնը կիրառելի է միայն 10-400 o C ջերմաստիճանի միջակայքում: Ռեակցիաները, որոնց մասնակցում են մեծ մոլեկուլները, չեն ենթարկվում Վան'տ Հոֆի կանոնին:

Ջերմաստիճանի բարձրացումը արագացնում է բոլոր քիմիական ռեակցիաները: Վանտ Հոֆը ի սկզբանե փորձնականորեն հաստատեց, որ երբ Ջերմաստիճանի յուրաքանչյուր 10 աստիճան բարձրացման դեպքում արագությունը մեծանում է 2 ¸ 4 անգամ (Վան Հոֆի կանոնը ). Սա համապատասխանում է արագության ուժային օրենքի կախվածությանը ջերմաստիճանից.

որտեղ T > T 0, g - van't Hoff ջերմաստիճանի գործակիցը.

Այնուամենայնիվ, այս հավասարումը տեսականորեն արդարացված չէ ; փորձարարական տվյալներն ավելի լավ են նկարագրվում էքսպոնենցիալ ֆունկցիայով (Արենիուսի հավասարում).

,

որտեղ A-ն նախաէքսպոնենցիալ գործոն է, որը կախված չէ T-ից, E a-ն քիմիական ռեակցիայի ակտիվացման էներգիան է (կՋ/մոլ), R-ը գազի համընդհանուր հաստատունն է։

Արհենիուսի հավասարումը սովորաբար գրվում է արագության հաստատունի համար.

.

Այս հավասարումը տեսականորեն հիմնավորված է վիճակագրական ֆիզիկայի մեթոդներով։ Որակապես այս հիմնավորումը հետևյալն է. քանի որ ռեակցիաները տեղի են ունենում մոլեկուլների պատահական բախումների հետևանքով, այդ բախումները բնութագրվում են էներգիաների գրեթե շարունակական շարքով՝ ամենափոքրից մինչև ամենամեծը: Ակնհայտ է, որ ռեակցիան տեղի կունենա միայն այն ժամանակ, երբ մոլեկուլները բախվեն բավականաչափ էներգիայով, որպեսզի կոտրեն (կամ զգալիորեն ձգվի) որոշ քիմիական կապեր. Յուրաքանչյուր համակարգի համար կա էներգիայի շեմ E a, որից էներգիան բավարար է Նկար 5.1-ի կորի 1-ի համար: Քանի որ բախումները տեղի են ունենում հաճախականությամբ, որը կախված է ջերմաստիճանից՝ ըստ էքսպոնենցիալ օրենքի, ստացվում են 5.9 և 5.10 բանաձևերը: Այնուհետև A և k 0 նախաէքսպոնենցիալ գործոնները ներկայացնում են բախումների ընդհանուր թվի որոշ բնութագիր, իսկ տերմինը արդյունավետ բախումների համամասնությունն է:

Փորձարարական տվյալների վերլուծությունը կատարվում է օգտագործելով Arrhenius հավասարման լոգարիթմական ձևը.

.

Ժամանակացույցը կառուցված է այսպես կոչված Arrhenius կոորդինատները
(ln k -), Նկ. 7.2; Գրաֆիկից գտե՛ք k o և E a.

Հաշվի առնելով փորձարարական տվյալները երկու k o և E a ջերմաստիճանների համար, տեսականորեն հեշտ է գտնել.

; ;

Քիմիական ռեակցիայի արագությունը մեծապես կախված է ակտիվացման էներգիայից: Ռեակցիաների ճնշող մեծամասնության համար այն գտնվում է 50-ից 250 կՋ/մոլի միջակայքում: Արձագանքները, որոնց համար
E a > 150 կՋ/մոլ, գործնականում չեն արտահոսում սենյակային ջերմաստիճանում:

Օրինակ 1. 2N 2 O 5 = 4NO 2 + O 2 բարդ անշրջելի ռեակցիան առաջին կարգի ռեակցիա է: Ինչպե՞ս կփոխվի նրա արագությունը, երբ ճնշումը մեծանա 5 անգամ:

Լուծում.Այս ռեակցիայի կինետիկ հավասարումն է ընդհանուր տեսարան V = k·a. Քանի որ ռեակցիան բարդ է, հնարավոր է, որ a ¹ 2: Ըստ պայմանի, ռեակցիայի կարգը.
a = 1. Գազային ռեակցիաների համար կենտրոնացման դերը խաղում է ճնշումը: Ահա թե ինչու
V = kP, և եթե P 1 = 5P, ապա V 1 / V = ​​5, այսինքն. արագությունը հինգ անգամ ավելանում է.

Գտե՛ք արագության հաստատունը, ռեակտիվների կարգերը և գրե՛ք կինետիկ հավասարումը:

Լուծում.Այս ռեակցիայի արագության կինետիկ հավասարումը ընդհանուր ձևով.

V = k a b .

Այս աղյուսակները թույլ են տալիս գտնել NO (a) և H 2 (b) ռեակցիաների կարգերը՝ նվազեցնելով ռեակցիայի կարգը, այսինքն. վերլուծելով փորձերը, որոնցում ռեակտիվներից մեկն ունի մշտական ​​կոնցենտրացիա: Այսպիսով, առաջին և երկրորդ սյունակներում = 0.01, փոխվելով:

. (մասնավոր պատվեր՝ համաձայն Հ 2):

Երկրորդ և երրորդ սյունակների համար, ընդհակառակը, նույնն է, և - տարբեր են, հետևաբար.

(մասնավոր պատվեր NO-ի կողմից):

Քանի որ a-ն և b-ը համընկնում են ստոյխիոմետրիկ գործակիցների հետ, արձագանքը կարող է լինել պարզ: Փոխարժեքի հաստատունը կարելի է գտնել յուրաքանչյուր սյունակի տվյալներից.

Այսպիսով, կինետիկ հավասարումը հետևյալն է. V = 2,5: 10 3 2 .

Այս ռեակցիայի ընդհանուր (ընդհանուր) կարգը (a + b) 3 է:

Օրինակ 3. A + 3B = AB 3 ռեակցիայի արագությունը որոշվում է V = k[A]·[B] կինետիկ հավասարմամբ: Որոշե՛ք ռեակցիայի ընդհանուր կարգը. Ինչպիսի՞ ռեակցիա է սա՝ պարզ, թե բարդ: Քանի՞ անգամ կաճի ռեակցիայի արագությունը, եթե կոնցենտրացիան ավելանա 3 անգամ:

Լուծում.Ռեակցիայի կարգը որոշվում է կինետիկ հավասարման մեջ ռեակտիվների ցուցիչների գումարով։ Այս ռեակցիայի համար ընդհանուր կարգը երկու է (1 +1):

Եթե ​​այս արձագանքը պարզ լիներ, ապա ըստ օրենքի ակտիվ զանգվածներ

V = k[A] 1. [B] 3 և ընդհանուր կարգը կլինի (1+ 3) = 4, այսինքն. Կինետիկ հավասարման ցուցիչները չեն համընկնում ստոյխիոմետրիկ գործակիցների հետ, հետևաբար, ռեակցիան բարդ է և տեղի է ունենում մի քանի փուլով։

Երբ ռեագենտների կոնցենտրացիաները մեծանում են 3 անգամ՝ V 1 = k·3[A]·3[B] = 3 2 V, այսինքն՝ արագությունը կաճի 3 2 = 9 անգամ։

Օրինակ 4.Որոշեք ռեակցիայի ակտիվացման էներգիան և դրա ջերմաստիճանի գործակիցը, եթե 398 և 600 0 C ջերմաստիճանում արագության հաստատունները համապատասխանաբար հավասար են 2,1×10 -4 և 6,25×10 -1:

Լուծում.Երկու արժեքներից E a-ն կարելի է հաշվարկել 5.12 բանաձևով :

192b33 Ջ/մոլ.

Ջերմաստիճանի գործակիցըմենք գտնում ենք արտահայտությունից (5.8), քանի որ V µ k:

.

Կատալիզ

Քիմիական պրակտիկայում քիմիական ռեակցիաների արագացման ամենատարածված մեթոդներից մեկը կատալիզն է:

Օրինակ, A 2 + B 2 = 2AB ռեակցիայի համար

Կատալիզատոր K-ի մասնակցությունը կարող է արտահայտվել հավասարմամբ

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

Այս հավասարումները կարող են ներկայացվել պոտենցիալ էներգիայի կորերով (նկ. 5.2.):

Բրինձ. 5.2. Ռեակցիայի էներգետիկ դիագրամ

կատալիզատորով և առանց

Նկար 5.2-ից երևում է, որ.

1) կատալիզատորը նվազեցնում է ակտիվացման էներգիան՝ փոխելով ռեակցիայի մեխանիզմը. այն անցնում է նոր փուլերով, որոնցից յուրաքանչյուրը բնութագրվում է ակտիվացման ցածր էներգիայով.

2) կատալիզատորը չի փոխում ռեակցիայի DN-ն (ինչպես նաև DG, DU և DS).

3) եթե կատալիզացված ռեակցիան շրջելի է, կատալիզատորը չի ազդում հավասարակշռության վրա, չի փոխում հավասարակշռության հաստատունը և համակարգի բաղադրիչների հավասարակշռության կոնցենտրացիաները. Այն հավասարապես արագացնում է ինչպես առաջ, այնպես էլ հետադարձ ռեակցիաները՝ դրանով իսկ արագացնելով հավասարակշռության հասնելու ժամանակը:

Ակնհայտ է, որ կատալիզատորի առկայության դեպքում ռեակցիայի ակտիվացման էներգիան նվազում է DE k-ի չափով, քանի որ ռեակցիայի արագության հաստատուն արտահայտության մեջ (հավասարում 5.10) ակտիվացման էներգիան ներառված է բացասական ցուցիչի մեջ, նույնիսկ մի փոքր նվազում: E a-ն առաջացնում է ռեակցիայի արագության շատ մեծ աճ. .

Կատալիզատորի ազդեցությունը E a-ի նվազեցման վրա կարելի է ցույց տալ ջրածնի յոդի քայքայման ռեակցիայի օրինակով.

2HI = H 2 + I 2:

Այսպիսով, դիտարկվող ռեակցիայի համար էներգիայի նվազում

ակտիվացում 63 կՋ-ով, այսինքն. 1,5 անգամ, համապատասխանում է 500 Կ-ում ռեակցիայի արագության ավելացմանը ավելի քան 10 6 անգամ:

Հարկ է նշել, որ k 0 1 կատալիտիկ ռեակցիայի նախաէքսպոնենցիալ գործակիցը հավասար չէ k 0-ին և սովորաբար շատ ավելի փոքր է, սակայն արագության համապատասխան նվազումը չի փոխհատուցում դրա աճը E a-ի պատճառով։

Օրինակ 5.Որոշակի ռեակցիայի ակտիվացման էներգիան կատալիզատորի բացակայության դեպքում կազմում է 75,24 կՋ/մոլ, իսկ կատալիզատորի դեպքում՝ 50,14 կՋ/մոլ։ Քանի՞ անգամ է մեծանում ռեակցիայի արագությունը կատալիզատորի առկայության դեպքում, եթե ռեակցիան ընթանում է 25 0 C ջերմաստիճանում, իսկ կատալիզատորի առկայության դեպքում նախաէքսպոնենցիալ գործոնը նվազում է 10 անգամ:

Լուծում.Առանց կատալիզատորի ռեակցիայի ակտիվացման էներգիան նշանակենք E a-ով, իսկ կատալիզատորի առկայության դեպքում՝ Ea 1; Ռեակցիայի արագության համապատասխան հաստատունները նշում ենք k և k 1-ով: Օգտագործելով Arrhenius հավասարումը (5.9) (տես բաժին 5.3) և վերցնելով k 0 1 /k 0 = 10, մենք գտնում ենք.

Այստեղից

Վերջապես մենք գտնում ենք.

Այսպիսով, կատալիզատորի կողմից ակտիվացման էներգիայի նվազումը 25,1 կՋ-ով հանգեցրել է ռեակցիայի արագության 2500 անգամ ավելացման՝ չնայած նախաէքսպոնենցիալ գործոնի 10 անգամ նվազմանը։

Կատալիտիկ ռեակցիաները դասակարգվում են ըստ կատալիզատորի տեսակի և ռեակցիայի տեսակի: Այսպիսով, օրինակ, ըստ ագրեգացման վիճակկատալիզատորների և ռեակտիվների կատալիզը բաժանվում է միատարր(կատալիզատորը և ռեակտիվը կազմում են մեկ փուլ) և տարասեռ(կատալիզատորը և ռեակտիվները գտնվում են տարբեր փուլերում, կատալիզատորի և ռեակտիվների միջև կա փուլային սահման):

Միատարր կատալիզի օրինակ կարող է լինել CO 2-ի օքսիդացումը թթվածնով NO 2-ի (կատալիզատորի) առկայության դեպքում: Կատալիզացման մեխանիզմը կարելի է պատկերել հետևյալ ռեակցիաներով.

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

2NO (g) + O 2 (g) ® 2NO 2 (g);

իսկ կատալիզատորը (NO 2) կրկին մասնակցում է առաջին ռեակցիային։

Նմանապես, SO 2-ի SO 3-ի օքսիդացման ռեակցիան կարող է կատալիզացվել; Նմանատիպ ռեակցիան օգտագործվում է ծծմբաթթվի արտադրության մեջ «ազոտային» մեթոդով։

Տարասեռ կատալիզի օրինակ է SO 3-ի արտադրությունը SO 2-ից Pt կամ V 2 O 5-ի առկայության դեպքում.

SO 2 (g) + O 2 (g) ® SO 3 (գ):

Այս ռեակցիան օգտագործվում է նաև ծծմբաթթվի արտադրության մեջ («շփման» մեթոդ)։

Տարասեռ կատալիզատորը (երկաթ) օգտագործվում է նաև ազոտից և ջրածնից ամոնիակի արտադրության մեջ և շատ այլ գործընթացներում։

Տարասեռ կատալիզատորների արդյունավետությունը սովորաբար շատ ավելի մեծ է, քան միատարրը: Միատարր կատալիզատորի դեպքում կատալիտիկ ռեակցիաների արագությունը կախված է նրա կոնցենտրացիայից, իսկ տարասեռ կատալիզատորի դեպքում՝ նրա հատուկ մակերեսի (այսինքն՝ ցրվածությունից)՝ որքան մեծ է, այնքան մեծ է արագությունը։ Վերջինս պայմանավորված է նրանով, որ կատալիտիկ ռեակցիան տեղի է ունենում կատալիզատորի մակերեսին և ներառում է ռեագենտի մոլեկուլների մակերեսի կլանման (կպչման) փուլերը. ռեակցիայի ավարտից հետո նրա արտադրանքը կլանվում է: Կատալիզատորների մակերեսը մեծացնելու համար դրանք մանրացված կամ արտադրվում են հատուկ մեթոդներով, որոնք արտադրում են շատ նուրբ փոշիներ:

Բերված օրինակները միաժամանակ օրինակներ են ռեդոքս կատալիզ.Այս դեպքում որպես կատալիզատոր սովորաբար հանդես են գալիս անցումային մետաղները կամ դրանց միացությունները (Mn 3+, Pt, Au, Ag, Fe, Ni, Fe 2 O 3 և այլն)։

Թթու-բազային կատալիզումԿատալիզատորի դերը կատարում են H+, OH- և այլ նմանատիպ մասնիկներ՝ թթվայնության և հիմնայինության կրողներ։ Այսպիսով, հիդրոլիզի ռեակցիան

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

արագանում է մոտավորապես 300 անգամ որևէ մեկը ավելացնելիս ուժեղ թթուներ HCl, HBr կամ HNO3:

Մեծ արժեքկատալիզը տեղի է ունենում կենսաբանական համակարգերում: Այս դեպքում կատալիզատորը կոչվում է ֆերմենտ.Շատ ֆերմենտների արդյունավետությունը շատ ավելի մեծ է, քան սովորական կատալիզատորները: Օրինակ՝ ամոնիակի մեջ ազոտի ամրագրման ռեակցիայի համար

N2 + 3H2 = 2NH3

Արդյունաբերության մեջ օգտագործվում է տարասեռ կատալիզատոր՝ սպունգային երկաթի տեսքով՝ մետաղական օքսիդների և սուլֆատների հավելումներով։

Այս դեպքում ռեակցիան իրականացվում է T » 700 K և P » 30 ՄՊա: Նույն սինթեզը տեղի է ունենում հատիկաընդեղենային բույսերի հանգույցներում՝ ֆերմենտների ազդեցությամբ սովորական T և R-ում։

Կատալիտիկ համակարգերը անտարբեր չեն կեղտերի և հավելումների նկատմամբ: Նրանցից ոմանք բարձրացնում են կատալիզի արդյունավետությունը, ինչպես օրինակ՝ երկաթի միջոցով ամոնիակի սինթեզի կատալիզացման վերը նշված օրինակում։ Կատալիզատորի նման հավելումները կոչվում են խթանողներ(երկաթի մեջ կալիումի և ալյումինի օքսիդները): Որոշ կեղտեր, ընդհակառակը, ճնշում են կատալիտիկ ռեակցիան («թունավորում» կատալիզատորին), սա. կատալիտիկ թույներ.Օրինակ, SO 3-ի սինթեզը Pt կատալիզատորի վրա շատ զգայուն է սուլֆիդ ծծումբ պարունակող կեղտերի նկատմամբ. ծծումբը թունավորում է պլատինի կատալիզատորի մակերեսը: Ընդհակառակը, V 2 O 5-ի վրա հիմնված կատալիզատորը անզգայուն է նման կեղտերի նկատմամբ. Վանադիումի օքսիդի հիման վրա կատալիզատոր ստեղծելու պատիվը պատկանում է ռուս գիտնական Գ.Կ. Բորեսկովը։

Ռեակցիայի արագության կախվածությունը ջերմաստիճանից մոտավորապես որոշվում է Վան Հոֆի էմպիրիկ կանոնով. Ջերմաստիճանի յուրաքանչյուր 10 աստիճան փոփոխության դեպքում ռեակցիաների մեծ մասի արագությունը փոխվում է 2-4 անգամ։

Մաթեմատիկորեն Վան Հոֆի կանոնն արտահայտվում է հետևյալ կերպ.

որտեղ v(T2) և v(T1) ռեակցիաների արագությունն են, համապատասխանաբար, T2 և T1 ջերմաստիճաններում (T2> T1);

γ-ռեակցիայի արագության ջերմաստիճանի գործակիցը:

γ-ի արժեքը էնդոթերմիկ ռեակցիայի համար ավելի բարձր է, քան էկզոթերմային: Շատ ռեակցիաների դեպքում γ-ը գտնվում է 2-4 միջակայքում:

γ արժեքի ֆիզիկական իմաստն այն է, որ այն ցույց է տալիս, թե քանի անգամ է փոխվում ռեակցիայի արագությունը յուրաքանչյուր 10 աստիճանի համար ջերմաստիճանի փոփոխության հետ:

Քանի որ քիմիական ռեակցիայի ռեակցիայի արագությունը և արագության հաստատունը ուղիղ համեմատական ​​են, արտահայտությունը (3.6) հաճախ գրվում է հետևյալ ձևով.

(3.7)

որտեղ k(T2), k(T1) ռեակցիայի արագության հաստատուններ են, համապատասխանաբար

T2 և T1 ջերմաստիճաններում;

γ-ը ռեակցիայի արագության ջերմաստիճանի գործակիցն է:

Օրինակ 8.Քանի՞ աստիճան պետք է բարձրացնել ջերմաստիճանը, որպեսզի ռեակցիայի արագությունը 27 անգամ մեծանա: Ռեակցիայի ջերմաստիճանի գործակիցը 3 է։

Լուծում. Մենք օգտագործում ենք արտահայտությունը (3.6).

Մենք ստանում ենք՝ 27 = , = 3, DT = 30:

Պատասխան՝ 30 աստիճան:

Ռեակցիայի արագությունը և դրա առաջացման ժամանակը հակադարձ կապ ունեն համամասնական կախվածությունորքան մեծ է v, այնքան

պակաս, քան տ. Մաթեմատիկորեն դա արտահայտվում է կապով

Օրինակ 9. 293 Կ ջերմաստիճանում ռեակցիան ընթանում է 2 րոպեում։ Որքա՞ն ժամանակ կպահանջվի այս ռեակցիայի համար 273 Կ ջերմաստիճանում, եթե γ = 2:

Լուծում. (3.8) հավասարումից հետևում է.

.

Մենք օգտագործում ենք (3.6) հավասարումը, քանի որ Մենք ստանում ենք.

ր.

Պատասխան՝ 8 րոպե։

Վանտ Հոֆի կանոնը կիրառելի է սահմանափակ թվով քիմիական ռեակցիաների համար: Ջերմաստիճանի ազդեցությունը պրոցեսների արագության վրա հաճախ որոշվում է Արհենիուսի հավասարման միջոցով:

Արրենիուսի հավասարումը . 1889 թվականին շվեդ գիտնական S. Arre-1ius-ը, հիմնվելով փորձերի վրա, դուրս բերեց մի հավասարում, որը կոչվում է նրա անունով.

որտեղ k-ն ռեակցիայի արագության հաստատունն է.

k0 - նախնական էքսպոնենցիալ գործոն;

e-ը բնական լոգարիթմի հիմքն է.

Ea-ն հաստատուն է, որը կոչվում է ակտիվացման էներգիա, որը որոշվում է ռեակտիվների բնույթով.

R-ը գազի համընդհանուր հաստատունն է, որը հավասար է 8,314 Ջ/մոլ×Կ:

Քիմիական ռեակցիաների համար Ea արժեքները տատանվում են 4-ից 400 կՋ/մոլ:

Շատ ռեակցիաներ բնութագրվում են որոշակի էներգետիկ արգելքով: Այն հաղթահարելու համար անհրաժեշտ է ակտիվացման էներգիա՝ որոշակի ավելորդ էներգիա (համեմատած տվյալ ջերմաստիճանում մոլեկուլների վնասակար էներգիայի հետ), որը պետք է ունենան մոլեկուլները, որպեսզի դրանց բախումն արդյունավետ լինի, այսինքն՝ հանգեցնի նորի ձևավորմանը։ նյութ. Ջերմաստիճանի բարձրացման հետ ակտիվ մոլեկուլների քանակն արագորեն ավելանում է, ինչը հանգեցնում է ռեակցիայի արագության կտրուկ աճի։

Ընդհանուր առմամբ, եթե ռեակցիայի ջերմաստիճանը փոխվում է T1-ից T2, ապա լոգարիթմից հետո (3.9) հավասարումը ստանում է ձև.

. (3.10)

Այս հավասարումը թույլ է տալիս հաշվարկել ռեակցիայի ակտիվացման էներգիան, երբ ջերմաստիճանը փոխվում է T1-ից T2:

Քիմիական ռեակցիաների արագությունը մեծանում է կատալիզատորի առկայության դեպքում: Կատալիզատորի ազդեցությունը կայանում է նրանում, որ այն ռեագենտների հետ առաջացնում է անկայուն միջանկյալ միացություններ (ակտիվացված կոմպլեքսներ), որոնց տարրալուծումը հանգեցնում է ռեակցիայի արտադրանքի առաջացմանը։ Այս դեպքում ակտիվացման էներգիան նվազում է, և ակտիվանում են այն մոլեկուլները, որոնց էներգիան անբավարար էր ռեակցիան իրականացնելու համար կատալիզատորի բացակայության դեպքում։ Արդյունքում այն ​​մեծանում է ընդհանուր թիվըակտիվ £ մոլեկուլներ և ռեակցիայի արագությունը մեծանում է:

Կատալիզատորի առկայության դեպքում ռեակցիայի արագության փոփոխությունն արտահայտվում է հետևյալ հավասարմամբ.

, (3.11)

որտեղ vcat և Ea(cat) քիմիական ռեակցիայի արագությունն ու ակտիվացման էներգիան են կատալիզատորի առկայության դեպքում.

v-ն և Ea-ն առանց կատալիզատորի քիմիական ռեակցիայի արագությունն ու ակտիվացման էներգիան են:

Օրինակ 10. Կատալիզատորի բացակայության դեպքում որոշակի ռեակցիայի ակտիվացման էներգիան 75,24 կՋ/մոլ է, կատալիզատորի դեպքում՝ 50,14 կՋ/մոլ։ Քանի՞ անգամ է մեծանում ռեակցիայի արագությունը կատալիզատորի առկայության դեպքում, եթե ռեակցիան տեղի է ունենում 298 Կ ջերմաստիճանում: Լուծում. Օգտագործենք (3.11) հավասարումը. Տվյալների փոխարինում հավասարման մեջ

որտեղ g-ը ջերմաստիճանի գործակիցն է՝ վերցնելով արժեքները 2-ից 4-ը:

Ռեակցիայի արագության ջերմաստիճանից կախվածության բացատրությունը տվել է Ս. Արրենիուսը։ Ռեակտիվ մոլեկուլների ոչ թե յուրաքանչյուր բախում է հանգեցնում ռեակցիայի, այլ միայն ամենաուժեղ բախումները: Միայն ավելորդ կինետիկ էներգիա ունեցող մոլեկուլներն են ունակ քիմիական ռեակցիաների։

S. Arrhenius-ը հաշվարկել է արձագանքող մասնիկների ակտիվ (այսինքն՝ ռեակցիայի տանող) բախումների բաժինը, կախված ջերմաստիճանից. - a = exp(-E/RT): և դուրս բերեց Արրենիուսի հավասարումը ռեակցիայի արագության հաստատունի համար:

k = koe-E/RT

որտեղ ko և E d-ը կախված են ռեագենտների բնույթից: E-ն այն էներգիան է, որը պետք է տրվի մոլեկուլներին, որպեսզի փոխազդեն, կոչվում է ակտիվացման էներգիա.

Վան Հոֆի կանոնը- էմպիրիկ կանոն, որը թույլ է տալիս, որպես առաջին մոտարկում, գնահատել ջերմաստիճանի ազդեցությունը քիմիական ռեակցիայի արագության վրա փոքր ջերմաստիճանի միջակայքում (սովորաբար 0 °C-ից մինչև 100 °C): J. H. Van't Hoff-ը, հիմնվելով բազմաթիվ փորձերի վրա, ձևակերպեց հետևյալ կանոնը.

Ակտիվացման էներգիաքիմիայի և կենսաբանության մեջ - նվազագույն քանակէներգիա, որը պետք է մատակարարվի համակարգին (քիմիայով արտահայտված ջոուլներով մեկ մոլով) ռեակցիա առաջացնելու համար։ Տերմինը ներմուծվել է Սվանտե Ավգուստ Արենիուսի կողմից: Ռեակցիայի էներգիայի բնորոշ նշում Էա.

Ակտիվացման էնտրոպիան համարվում է անցումային վիճակի և ռեակտիվների հիմնական վիճակի էնտրոպիայի տարբերությունը: Այն որոշվում է հիմնականում ակտիվացված համալիրի ձևավորման ժամանակ մասնիկների ազատության թարգմանական և պտտվող աստիճանների կորստով։ Զգալի փոփոխություններ (ազատության թրթռումային աստիճաններ) կարող են տեղի ունենալ նաև, եթե ակտիվացված համալիրը փոքր-ինչ ավելի ամուր է, քան ռեակտիվները:

Նման անցման ակտիվացման էնտրոպիան դրական է:

Ակտիվացման էնտրոպիան կախված է բազմաթիվ գործոններից: Երբ երկմոլեկուլային ռեակցիայի ժամանակ երկու սկզբնական մասնիկները միանում են իրար՝ ձևավորելով անցումային վիճակ, երկու մասնիկների թարգմանական և պտտվող էնտրոպիան նվազում է մինչև մեկ մասնիկին համապատասխանող արժեքներ. Վիբրացիոն էնտրոպիայի մի փոքր աճը բավարար չէ այս ազդեցությունը փոխհատուցելու համար:

Ակտիվացման էնտրոպիաները ըստ էության ավելի շատ են տարբերվում՝ կախված կառուցվածքից, քան էնթալպիաները: Ակտիվացման էնտրոպիաները շատ դեպքերում լավ համընկնում են Price և Hammett կանոնների հետ: Այս շարքը նաև առանձնահատուկ նշանակություն ունի, որ սիլապի էնտրոպիայի աճը, հավանաբար, կարող է ճշգրիտ հաշվարկվել համապատասխան ածխաջրածինների հայտնի բացարձակ էնտրոպիաներից:

Տոմս թիվ 2

1) ԱՆՕՐԳԱՆԱԿԱՆ ՄԻԱՑՈՒԹՅՈՒՆՆԵՐԻ ՀԻՄՆԱԿԱՆ ԴԱՍԵՐԸ՝ հիմքեր, օքսիդներ, թթուներ, աղեր.

2) Բե – բերիլիում.

Քիմիական հատկություններ: բերիլիումը համեմատաբար քիչ ռեակտիվ է սենյակային ջերմաստիճանում: Իր կոմպակտ ձևով այն չի փոխազդում ջրի և գոլորշու հետ նույնիսկ կարմիր ջերմության ջերմաստիճանում և չի օքսիդանում օդով մինչև 600 °C: Բոցավառվելիս բերիլիումի փոշին այրվում է վառ բոցով, առաջացնելով օքսիդ և նիտրիդ։ Հալոգենները փոխազդում են բերիլիումի հետ 600 °C-ից բարձր ջերմաստիճանում, իսկ քալկոգենները պահանջում են նույնիսկ ավելի բարձր ջերմաստիճան։

Ֆիզիկական հատկություններ: Բերիլիումը համեմատաբար կարծր, բայց փխրուն արծաթասպիտակ մետաղ է։ Ունի առաձգականության բարձր մոդուլ՝ 300 ԳՊա (պողպատների համար՝ 200-210 ԳՊա)։ Օդում այն ​​ակտիվորեն ծածկված է կայուն օքսիդ թաղանթով

Մագնեզիում (Mg): Ֆիզիկական հատկություններ.Մագնեզիումը արծաթ-սպիտակ մետաղ է՝ վեցանկյուն վանդակով, տիեզերական խումբ P 63/մմկ, վանդակի պարամետրերը a = 0,32029 նմ, c = 0,52000 նմ, Z = 2։ Նորմալ պայմաններում մագնեզիումի մակերեսը ծածկված է դիմացկուն պաշտպանիչ թաղանթով։ մագնեզիումի օքսիդ MgO, որը փլուզվում է, երբ տաքացվում է օդում մինչև մոտավորապես 600 °C, որից հետո մետաղը այրվում է կուրացնող սպիտակ բոցով և ձևավորում մագնեզիումի օքսիդ և նիտրիդ Mg3N2:

Քիմիական հատկություններ.Փոշի մագնեզիումի խառնուրդ կալիումի պերմանգանատ KMnO4 - պայթուցիկ

Տաք մագնեզիումը արձագանքում է ջրի հետ.

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

Ալկալիները չեն ազդում մագնեզիումի վրա, այն հեշտությամբ լուծվում է թթուներում՝ ազատելով ջրածինը.

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2;

Օդում տաքացնելիս մագնեզիումը այրվում է՝ ձևավորելով օքսիդ, փոքր քանակությամբ նիտրիդ կարող է ձևավորվել նաև ազոտի հետ.

2Mg + O2 = 2MgO;

3Mg + N2 = Mg3N2

Տոմս թիվ 3. Լուծելիություն- նյութի կարողությունը միատարր համակարգեր ձևավորելու այլ նյութերի հետ - լուծումներ, որոնցում նյութը գտնվում է առանձին ատոմների, իոնների, մոլեկուլների կամ մասնիկների տեսքով.

Հագեցած լուծույթ- լուծույթ, որում լուծված նյութը տվյալ պայմաններում հասել է իր առավելագույն կոնցենտրացիայի և այլևս չի լուծվում: Այս նյութի նստվածքը հավասարակշռության մեջ է լուծված նյութի հետ:

Չհագեցած լուծույթ- լուծույթ, որում լուծված նյութի կոնցենտրացիան ավելի փոքր է, քան հագեցած լուծույթում, և որում տվյալ պայմաններում կարող է լուծվել դրա մի մասը։

Գերհագեցած լուծումներ- լուծույթներ, որոնք բնութագրվում են նրանով, որ դրանցում լուծված նյութի պարունակությունը ավելի մեծ է, քան այն, որը համապատասխանում է տվյալ պայմաններում դրա նորմալ լուծելիությանը:

Հենրիի օրենքը- օրենքը, համաձայն որի, հաստատուն ջերմաստիճանում գազի լուծելիությունը տվյալ հեղուկում ուղիղ համեմատական ​​է լուծույթից բարձր այդ գազի ճնշմանը: Օրենքը հարմար է միայն իդեալական լուծումների և ցածր ճնշումների համար։

Հենրիի օրենքը սովորաբար գրված է հետևյալ կերպ.

Որտեղ p-ը գազի մասնակի ճնշումն է լուծույթից բարձր,

c-ն լուծույթում գազի կոնցենտրացիան մոլի մասնաբաժիններով է,

k - Հենրիի գործակիցը.

Արդյունահանում(ուշ լատիներեն extractio - արդյունահանում), արդյունահանում, հեղուկի խառնուրդի անջատման գործընթաց կամ պինդ նյութերօգտագործելով ընտրովի լուծիչներ (արտահանիչներ):

Տոմս թիվ 4. 1)Զանգվածային բաժինլուծված նյութի զանգվածի հարաբերությունն է ընդհանուր զանգվածլուծում. Երկուական լուծման համար

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

որտեղ ω(x) - զանգվածային բաժինլուծված X

m(x) - լուծված նյութի զանգված X, g;

m (s) - լուծիչի զանգված S, g;

m = m(x) + m(s) - լուծույթի զանգված, գ.

2)Ալյումինե- տարր հիմնական ենթախումբերրորդ շրջանի երրորդ խումբ պարբերական աղյուսակ քիմիական տարրեր D. I. Մենդելեև, ատոմային համարով 13:

Բնության մեջ գտնելը.

Բնական ալյումինը գրեթե ամբողջությամբ բաղկացած է մեկից կայուն իզոտոպ 27Al 26Al-ի հետքերով, ռադիոակտիվ իզոտոպ, որի կիսամյակը 720 հազար տարի է, ձևավորվել է մթնոլորտում, երբ արգոնի միջուկները ռմբակոծվում են տիեզերական ճառագայթների պրոտոններով:

Անդորրագիր:

Այն բաղկացած է Al2O3 ալյումինի օքսիդի լուծարումից Na3AlF6 հալած կրիոլիտում, որին հաջորդում է էլեկտրոլիզը՝ օգտագործելով սպառվող կոքս կամ գրաֆիտ էլեկտրոդներ: Արտադրության այս մեթոդը պահանջում է շատ էլեկտրաէներգիա, և, հետևաբար, հայտնի դարձավ միայն 20-րդ դարում:

Ալյումինոթերմիա- մետաղների, ոչ մետաղների (ինչպես նաև համաձուլվածքների) արտադրության մեթոդ՝ դրանց օքսիդները մետաղական ալյումինով վերականգնելու միջոցով։

Տոմս թիվ 5. ՈՉ ԷԼԵԿՏՐՈԼԻՏՆԵՐԻ ԼՈՒԾՈՒՄՆԵՐ, երկուական կամ բազմաբաղադրիչ մոլ. համակարգեր, որոնց կազմը կարող է շարունակաբար փոխվել (առնվազն որոշակի սահմաններում): Ի տարբերություն էլեկտրոլիտների լուծույթների, ոչ էլեկտրոլիտների լուծույթները (մոլ. լուծույթները) որևէ նկատելի կոնցենտրացիաներում լիցքավորված մասնիկներ չեն պարունակում։ ոչ էլեկտրոլիտների լուծույթները կարող են լինել պինդ, հեղուկ և գազային:

Ռաուլի առաջին օրենքը

Ռաուլի առաջին օրենքը կապում է լուծույթից բարձր հագեցած գոլորշու ճնշումը դրա բաղադրության հետ. այն ձևակերպված է հետևյալ կերպ.

Լուծույթի բաղադրիչի հագեցած գոլորշու մասնակի ճնշումը ուղիղ համեմատական ​​է դրան մոլային մասնաբաժինըլուծույթում, իսկ համաչափության գործակիցը հավասար է մաքուր բաղադրիչից բարձր հագեցած գոլորշու ճնշմանը։

Ռաուլի երկրորդ օրենքը

Այն փաստը, որ լուծույթի վերևում գտնվող գոլորշու ճնշումը տարբերվում է մաքուր լուծիչից բարձր գոլորշու ճնշումից, էականորեն ազդում է բյուրեղացման և եռման գործընթացների վրա: Ռաուլի առաջին օրենքից բխում են երկու հետևանք՝ կապված լուծույթների սառեցման կետի նվազման և եռման կետի բարձրացման հետ, որոնք իրենց համակցված ձևով հայտնի են որպես Ռաուլտի երկրորդ օրենք։

Կրիոսկոպիա(հունարեն kryos - սառը և scopeo - ես նայում եմ) - լուծույթի սառեցման կետի նվազման չափում մաքուր լուծիչի համեմատ:

Վանտ Հոֆի կանոն. Ջերմաստիճանի յուրաքանչյուր 10 աստիճան բարձրացման դեպքում միատարր տարրական ռեակցիայի արագության հաստատունը երկուսից չորս անգամ ավելանում է։

Ջրի կարծրություն- ջրի քիմիական և ֆիզիկական հատկությունների մի շարք, որոնք կապված են հողալկալիական մետաղների, հիմնականում կալցիումի և մագնեզիումի լուծված աղերի պարունակության հետ:

Տոմս թիվ 6. ԷԼԵԿՏՐՈԼԻՏԻ ԼՈՒԾՈՒՄՆԵՐ,պարունակում են իոն-կատիոնների և անիոնների նկատելի կոնցենտրացիաներ, որոնք առաջացել են լուծված նյութի մոլեկուլների էլեկտրոլիտիկ տարանջատման արդյունքում։

Ուժեղ էլեկտրոլիտներ - քիմիական միացություններ, որի մոլեկուլները նոսր լուծույթներում գրեթե ամբողջությամբ տարանջատված են իոնների:

Թույլ էլեկտրոլիտներ- քիմիական միացություններ, որոնց մոլեկուլները, նույնիսկ խիստ նոսր լուծույթներում, ամբողջությամբ չեն տարանջատվում իոնների մեջ, որոնք գտնվում են. դինամիկ հավասարակշռությունչտարանջատված մոլեկուլներով։

Էլեկտրոլիտիկ դիսոցացիա- էլեկտրոլիտի իոնների տարրալուծման գործընթացը, երբ այն լուծվում է բևեռային լուծիչում կամ հալման ժամանակ:

Օստվալդի նոսրացման օրենքը- հարաբերություն, որն արտահայտում է երկուական թույլ էլեկտրոլիտի նոսր լուծույթի համարժեք էլեկտրական հաղորդունակության կախվածությունը լուծույթի կոնցենտրացիայից.

Խումբ 4 P-տարրեր- ածխածին, սիլիցիում, գերմանիում, անագ և կապար:

Տոմս թիվ 7. 1) Էլեկտրոլիտիկ դիսոցացիաազդեցության տակ նյութի իոնների տրոհումն է բևեռային մոլեկուլներվճարունակ.

pH = -lg.

Բուֆերային լուծումներ– սրանք լուծույթներ են, երբ ավելացվում են թթուներ կամ ալկալիներ, որոնց pH-ը փոքր-ինչ փոխվում է:

Կարբոնաթթուձևերը:

1) միջին աղեր (կարբոնատներ),

2) թթվային (ածխաջրածիններ).

Կարբոնատները և հիդրոկարբոնատները ջերմորեն անկայուն են.

CaCO3 = CaO + CO2^,

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

Նատրիումի կարբոնատը (սոդայի մոխիրը) քիմիական արդյունաբերության հիմնական արտադրանքներից է։ IN ջրային լուծույթայն հիդրոլիզվում է ռեակցիայի միջոցով

Na2СО3 > 2Nа+ + СО3-2,

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

Նատրիումի բիկարբոնատ (խմորի սոդա) – լայնորեն օգտագործվում է սննդի արդյունաբերություն. Հիդրոլիզի շնորհիվ լուծումը նույնպես ունի ալկալային միջավայր

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

Սոդա մոխիրը և խմորի սոդան փոխազդում են թթուների հետ

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:

Տոմս թիվ 8. 1) _իոնների փոխանակում լուծույթներում.

Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 +H2O

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

CO3 + 2H → CO2 + H2O

C գազի էվոլյուցիան՝ Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl

2) Ազոտի քիմիական հատկությունները.Միայն սրանցով ակտիվ մետաղներ, ինչպես լիթիումը, կալցիումը, մագնեզիումը, ազոտը արձագանքում է համեմատաբար ցածր ջերմաստիճանի տաքացման ժամանակ: Ազոտը փոխազդում է այլ տարրերի մեծ մասի հետ բարձր ջերմաստիճանև կատալիզատորների առկայության դեպքում: Լավ ուսումնասիրված են N2O, NO, N2O3, NO2 և N2O5 թթվածնով ազոտային միացությունները։

Ազոտի ֆիզիկական հատկությունները.Ազոտը մի փոքր ավելի թեթև է, քան օդը; խտությունը՝ 1,2506 կգ/մ3 (0°C և 101325 ն/մ2 կամ 760 մմ ս.ս.), հալման կետը՝ -209,86°C, եռմանը՝ -195,8°C։ Ազոտը դժվարությամբ հեղուկանում է. նրա կրիտիկական ջերմաստիճանը բավականին ցածր է (-147,1 ° C), իսկ կրիտիկական ճնշումը բարձր է 3,39 Mn/m2 (34,6 kgf/cm2); Հեղուկ ազոտի խտությունը 808 կգ/մ3 է։ Ազոտն ավելի քիչ է լուծվում ջրում, քան թթվածինը. 0°C ջերմաստիճանում 23,3 գ ազոտը լուծվում է 1 մ3 H2O-ում: Ազոտը որոշ ածխաջրածիններում ավելի լավ է լուծվում, քան ջրում։

Տոմս թիվ 9. Հիդրոլիզ (հունարենից հիդրո - ջուր, լիզ - տարրալուծում)նշանակում է նյութի տարրալուծում ջրով: Աղի հիդրոլիզը ջրի հետ աղի շրջելի ռեակցիան է, որը հանգեցնում է թույլ էլեկտրոլիտի առաջացմանը։

Ջուրը, չնայած փոքր չափով, տարանջատում է.

H 2 O H + + OH – .

Նատրիումի քլորիդ H2O H+ + OH–,

Na+ + Cl– + H2O Na+ + Cl– + H+ + OH–,

NaCl + H2O (առանց ռեակցիայի) Չեզոք

Նատրիումի կարբոնատ + HOH + OH–,

2Na+ + + H2O + OH–,

Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH ալկալային

Ալյումինի քլորիդ Al3+ + HOH AlOH2+ + H+,

Al3+ + 3Cl– + H2O AlՕH2+ + 2Cl– + H+ + Cl–,

AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl Թթու