Температурын 10 градусын өсөлт тутамд. Химийн урвалын хурдын температураас хамаарах хамаарал. Вант Хоффын дүрэм. Урвалын хурдны температурын коэффициент. Идэвхжүүлэх энерги, урвалыг идэвхжүүлэх энтропи. Аррениус тэгшитгэл. Өөрчлөлтийн нөлөө

Урсгалын хурдаас хамаарал химийн урвалтемпературыг Вант Хоффын дүрмээр тодорхойлно.

Стереохимийн шинжлэх ухааныг үндэслэгч Голландын химич Вант Хофф Жейкоб Хендрик 1901 онд анхны шагналын эзэн болжээ. Нобелийн шагналхимийн чиглэлээр. Химийн динамик ба осмосын даралтын хуулиудыг нээснийхээ төлөө түүнд энэ шагналыг олгосон. Вант Хофф орон зайн бүтцийн тухай ойлголтыг нэвтрүүлсэн химийн бодисууд. Физик, математикийн аргуудыг ашиглан химийн суурь болон хэрэглээний судалгаанд ахиц дэвшил гаргаж чадна гэдэгт тэрээр итгэлтэй байв. Урвалын хурдны онолыг боловсруулсны дараа тэрээр химийн кинетикийг бий болгосон.

Химийн урвалын хурд

Тиймээс, химийн урвалын кинетик нь үүсэх хурд, юу болохыг судлах явдал юм химийн харилцан үйлчлэлурвалын үед үүсдэг ба янз бүрийн хүчин зүйлээс хамаарах урвалууд. Өөр өөр урвалууд нь өөр өөр давтамжтай байдаг.

Химийн урвалын хурдурвалд орж буй химийн бодисын шинж чанараас шууд хамаардаг. NaOH ба HCl зэрэг зарим бодисууд секундын хэдхэн минутын дотор урвалд ордог. Мөн зарим химийн урвал олон жил үргэлжилдэг. Ийм урвалын жишээ бол төмрийн зэврэлт юм.

Урвалын хурд нь урвалд орох бодисын концентрацаас хамаарна. Урвалжийн концентраци өндөр байх тусам урвалын хурд өндөр болно. Урвалын явцад урвалжуудын концентраци буурдаг тул урвалын хурд удааширдаг. Өөрөөр хэлбэл, эхний үед хурд нь дараагийн мөчөөс үргэлж өндөр байдаг.

V = (C төгсгөл – Эхлэлээс)/(t төгсгөл – t эхлэл)

Урвалжийн концентрацийг тодорхой хугацааны интервалаар тодорхойлно.

Вант Хоффын дүрэм

Урвалын хурдаас хамаардаг чухал хүчин зүйл бол температур юм.

Бүх молекулууд бусадтай мөргөлддөг. Секундэд үзүүлэх нөлөөллийн тоо маш өндөр байна. Гэсэн хэдий ч химийн урвалууд маш хурдан явагддаггүй. Энэ нь урвалын явцад молекулууд идэвхжсэн цогцолбор болж нэгдэх ёстой учраас тохиолддог. Зөвхөн кинетик энерги нь хангалттай идэвхтэй молекулууд үүнийг үүсгэж чадна. Цөөн тооны идэвхтэй молекулуудтай бол урвал аажмаар явагддаг. Температур нэмэгдэхийн хэрээр идэвхтэй молекулуудын тоо нэмэгддэг. Үүний үр дүнд урвалын хурд өндөр байх болно.

Вант Хофф химийн урвалын хурд нь нэгж хугацаанд урвалд орж буй бодисын концентрацийн байгалийн өөрчлөлт гэж үздэг. Гэхдээ энэ нь үргэлж жигд байдаггүй.

Вант Хоффын дүрэмд ингэж заасан байдаг Температурыг 10 градусаар өсгөх тусам химийн урвалын хурд 2-4 дахин нэмэгддэг .

Математикийн хувьд Вант Хоффын дүрэм дараах байдалтай байна.

Хаана V 2 t 2, А В 1 - температур дахь урвалын хурд t 1 ;

ɣ - урвалын хурдны температурын коэффициент. Энэ коэффициент нь температур дахь хурдны тогтмолуудын харьцаа юм t+10Тэгээд т.

Тэгэхээр, хэрэв ɣ = 3, 0 ° C-д урвал 10 минут үргэлжилдэг бол 100 ° C-д зөвхөн 0.01 секунд үргэлжилнэ. Химийн урвалын хурд огцом нэмэгдэж байгаа нь температур нэмэгдэхийн хэрээр идэвхтэй молекулуудын тоо нэмэгдсэнтэй холбоотой юм.

Вант Хоффын дүрэм нь зөвхөн 10-400 ° C-ийн температурт хамаарна. Том молекулууд оролцдог урвалууд Вант Хоффын дүрмийг дагаж мөрддөггүй.

Температурын өсөлт нь бүх химийн урвалыг хурдасгадаг. Вант Хофф анх туршилтаар хэзээ болохыг тогтоожээ Температурын 10 градусын өсөлт тутамд хурд нь 2 ¸ 4 дахин нэмэгддэг (Вант Хоффын дүрэм ). Энэ нь хурдны температураас хамаарах эрчим хүчний хуулинд нийцдэг.

Энд T > T 0, g - вант Хоффын температурын коэффициент.

Гэсэн хэдий ч энэ тэгшитгэл нь онолын хувьд үндэслэлгүй юм ; Туршилтын өгөгдлийг экспоненциал функцээр илүү сайн дүрсэлсэн (Аррениусын тэгшитгэл):

,

Энд A нь Т-ээс хамаарахгүй экспоненциалын өмнөх хүчин зүйл, E a нь химийн урвалын идэвхжүүлэлтийн энерги (кЖ/моль), R нь бүх нийтийн хийн тогтмол юм.

Аррениусын тэгшитгэлийг ихэвчлэн хурдны тогтмолын хувьд бичдэг.

.

Энэ тэгшитгэлийг статистик физикийн аргуудаар онолын хувьд зөвтгөдөг. Чанарын хувьд энэ үндэслэл нь дараах байдалтай байна: урвал нь молекулуудын санамсаргүй мөргөлдөөний үр дүнд үүсдэг тул эдгээр мөргөлдөөн нь хамгийн багагаас хамгийн том хүртэлх эрчим хүчний бараг тасралтгүй багцаар тодорхойлогддог. Молекулууд зарим хэсгийг эвдэх (эсвэл мэдэгдэхүйц сунгах) хангалттай энергитэй мөргөлдөх үед л урвал явагдах нь ойлгомжтой. химийн холбоо. Систем бүрийн хувьд энергийн босго E a байдаг ба түүнээс гарах энерги нь 5.1-р зураг дээрх 1-р муруй нь энэ механизмтай тохирч байна. Мөргөлдөөн нь экспоненциал хуулийн дагуу температураас хамаарах давтамжтайгаар явагддаг тул 5.9 ба 5.10 томъёог авна. Дараа нь экспоненциалын өмнөх хүчин зүйлүүд A ба k 0 нь мөргөлдөөний нийт тооны зарим шинж чанарыг илэрхийлэх бөгөөд энэ нэр томъёо нь үр дүнтэй мөргөлдөөний хувь хэмжээ юм.

Туршилтын өгөгдлийн шинжилгээг Аррениус тэгшитгэлийн логарифм хэлбэрийг ашиглан хийдэг.

.

Хуваарь нь гэж нэрлэгддэг баригдсан байна Аррениус координат
(ln k -), Зураг. 7.2; графикаас k o ба E a-г олоорой.

k o ба E a гэсэн хоёр температурын туршилтын өгөгдлийг онолын хувьд олоход хялбар байдаг.

; ;

Химийн урвалын хурд нь идэвхжүүлэх энергиээс ихээхэн хамаардаг. Ихэнх урвалын хувьд энэ нь 50-250 кЖ / моль хооронд хэлбэлздэг. Үүний хариу үйлдэл
E a > 150 кЖ/моль, өрөөний температурт бараг гоождоггүй.

Жишээ 1.Нарийн төвөгтэй эргэлт буцалтгүй урвал 2N 2 O 5 = 4NO 2 + O 2 нь нэгдүгээр эрэмбийн урвал юм. Даралт 5 дахин нэмэгдэхэд түүний хурд хэрхэн өөрчлөгдөх вэ?

Шийдэл.Энэ урвалын кинетик тэгшитгэл нь ерөнхий үзэл: V = k·a. Урвал нь нарийн төвөгтэй тул a ¹ 2 байж болно. Нөхцөлөөс хамааран урвалын дараалал нь
a = 1. Хийн урвалын хувьд концентрацийн үүргийг даралт гүйцэтгэдэг. Тийм ч учраас
V = kP, хэрэв P 1 = 5P бол V 1 / V = ​​5, i.e. хурд тав дахин нэмэгддэг.

Оролцогчдын хурдны тогтмол, дарааллыг олж, кинетик тэгшитгэлийг бич.

Шийдэл.Энэ урвалын хурдны кинетик тэгшитгэл ерөнхий хэлбэрээр:

V = k a b.

Эдгээр хүснэгтүүд нь урвалын дарааллыг багасгах замаар NO (a) ба H 2 (b) -ийн урвалын дарааллыг олох боломжийг олгодог. урвалжуудын аль нэг нь тогтмол концентрацитай байх туршилтыг шинжлэх. Тиймээс, өөрчлөлтийн явцад эхний болон хоёр дахь баганад = 0.01 байна.

. (H 2-ийн дагуу хувийн захиалга).

Хоёр ба гурав дахь баганын хувьд эсрэгээр нь ижил бөгөөд - ялгаатай тул:

(NO-ээр хувийн захиалга).

a ба b нь стехиометрийн коэффициентүүдтэй давхцаж байгаа тул урвал нь энгийн байж болно. Хурдны тогтмолыг багана тус бүрийн өгөгдлөөс олж болно.

Тиймээс кинетик тэгшитгэл нь: V = 2.5. 10 3 2 .

Энэ урвалын нийт (нийт) дараалал (a + b) 3 байна.

Жишээ 3. A + 3B = AB 3 урвалын хурдыг V = k[A]·[B] кинетик тэгшитгэлээр тодорхойлно. Урвалын ерөнхий дарааллыг тодорхойл. Энэ нь ямар төрлийн хариу үйлдэл вэ - энгийн эсвэл төвөгтэй юу? Хэрэв концентрацийг 3 дахин нэмэгдүүлбэл урвалын хурд хэд дахин нэмэгдэх вэ?

Шийдэл.Урвалын дарааллыг кинетик тэгшитгэл дэх урвалжуудын экспонентын нийлбэрээр тодорхойлно. Энэ урвалын хувьд нийт дараалал нь хоёр (1 +1).

Хэрэв энэ хариу үйлдэл нь энгийн байсан бол хуулийн дагуу идэвхтэй масс

V = k[A] 1. [B] 3 ба нийт дараалал нь (1+ 3) = 4, өөрөөр хэлбэл. кинетик тэгшитгэл дэх экспонентууд нь стехиометрийн коэффициентүүдтэй давхцдаггүй тул урвал нь нарийн төвөгтэй бөгөөд хэд хэдэн үе шаттайгаар явагддаг.

Урвалжийн концентраци 3 дахин нэмэгдэхэд: V 1 = k·3[A]·3[B] = 3 2 В, өөрөөр хэлбэл хурд нь 3 2 = 9 дахин нэмэгдэх болно.

Жишээ 4.Хэрэв 398 ба 600 0 С-т хурдны тогтмолууд нь 2.1×10 -4 ба 6.25×10 -1-тэй тэнцүү байвал урвалын идэвхжих энерги ба түүний температурын коэффициентийг тодорхойл.

Шийдэл.Хоёр утгаас E a-г 5.12 томъёог ашиглан тооцоолж болно :

192б33 Ж/моль.

Температурын коэффициентбид (5.8) илэрхийллээс олдог, учир нь V μ к:

.

Катализ

Химийн практикт химийн урвалыг хурдасгах хамгийн түгээмэл аргуудын нэг бол катализатор нь урвалын завсрын үе шатанд удаа дараа оролцдог боловч химийн хувьд өөрчлөгдөөгүй гарч ирдэг бодис юм.

Жишээлбэл, урвалын хувьд A 2 + B 2 = 2AB

К катализаторын оролцоог тэгшитгэлээр илэрхийлж болно

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

Эдгээр тэгшитгэлийг боломжит энергийн муруйгаар илэрхийлж болно (Зураг 5.2.).

Цагаан будаа. 5.2. Урвалын энергийн диаграмм

катализатортой болон катализаторгүй

Зураг 5.2-оос дараахь зүйлийг харж болно.

1) катализатор нь идэвхжүүлэлтийн энергийг бууруулж, урвалын механизмыг өөрчилдөг - энэ нь шинэ үе шатуудаар дамждаг бөгөөд тэдгээр нь тус бүр нь бага идэвхжүүлэлтийн эрчим хүчээр тодорхойлогддог;

2) катализатор нь урвалын DN-ийг өөрчлөхгүй (түүнчлэн DG, DU ба DS);

3) катализаторын урвал буцах боломжтой бол катализатор нь тэнцвэрт байдалд нөлөөлөхгүй, тэнцвэрийн тогтмол болон системийн бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн тэнцвэрийн концентрацийг өөрчлөхгүй. Энэ нь урагш болон урвуу урвалыг хоёуланг нь адилхан хурдасгаж, улмаар тэнцвэрт байдалд хүрэх хугацааг хурдасгадаг.

Мэдээжийн хэрэг, катализаторын оролцоотойгоор урвалын идэвхжүүлэлтийн энерги DE k хэмжээгээр буурдаг тул урвалын хурдны тогтмол (5.10-р тэгшитгэл) идэвхижүүлэх энерги нь бага зэрэг буурсан ч гэсэн сөрөг үзүүлэлтэд багтдаг. E a нь урвалын хурдыг маш ихээр нэмэгдүүлдэг. .

Катализаторын E a-г бууруулахад үзүүлэх нөлөөг устөрөгчийн иодидын задралын урвалын жишээгээр дүрсэлж болно.

2HI = H 2 + I 2.

Тиймээс авч үзэж буй урвалын хувьд эрчим хүчний бууралт

63 кЖ-ээр идэвхжүүлэх, өөрөөр хэлбэл. 1.5 дахин, 500 К-т урвалын хурд 10 6 дахин ихэссэнтэй тохирч байна.

Каталитик урвалын өмнөх экспоненциал хүчин зүйл k 0 1 нь k 0-тэй тэнцүү биш бөгөөд ихэвчлэн хамаагүй бага байдаг боловч хурдны харгалзах бууралт нь E a-ийн улмаас түүний өсөлтийг нөхөж чадахгүй гэдгийг тэмдэглэх нь зүйтэй.

Жишээ 5.Катализатор байхгүй үед тодорхой урвалын идэвхжүүлэх энерги нь 75.24 кЖ / моль, катализатортой бол 50.14 кЖ / моль байна. Хэрэв урвал 25 0 С-т явбал катализаторын оролцоотойгоор урвалын хурд хэд дахин нэмэгдэх ба катализаторын оролцоотойгоор экспоненциалын өмнөх хүчин зүйл 10 дахин буурдаг.

Шийдэл.Катализаторгүй урвалын идэвхжих энергийг E a, катализатор байгаа тохиолдолд Ea 1 гэж тэмдэглэе; Бид харгалзах урвалын хурдны тогтмолуудыг k ба k 1 гэж тэмдэглэнэ. Arrhenius тэгшитгэлийг (5.9) (5.3-р хэсгийг үзнэ үү) ашиглан k 0 1 / k 0 = 10 гэж үзвэл бид дараахь зүйлийг олно.

Эндээс

Эцэст нь бид олдог:

Тиймээс катализаторын идэвхжүүлэх энерги 25.1 кЖ-ээр буурсан нь экспоненциалын өмнөх хүчин зүйл 10 дахин буурсан хэдий ч урвалын хурд 2500 дахин нэмэгдэхэд хүргэсэн.

Катализаторын урвалыг катализаторын төрөл ба урвалын төрлөөр ангилдаг. Тиймээс, жишээлбэл, дагуу нэгтгэх байдалкатализатор, урвалж гэж хуваагддаг нэгэн төрлийн(катализатор ба урвалж бодис нь нэг фаз үүсгэдэг) ба нэг төрлийн бус(катализатор ба урвалжууд өөр өөр үе шаттай, катализатор ба урвалжуудын хооронд фазын зааг байдаг).

Нэг төрлийн катализын жишээ нь NO 2 (катализатор) -ын оролцоотойгоор CO-г CO2 болгон хүчилтөрөгчөөр исэлдүүлэх явдал байж болно. Катализын механизмыг дараахь урвалаар дүрсэлж болно.

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

2NO (г) + O 2 (г) ® 2NO 2 (г);

ба катализатор (NO 2) эхний урвалд дахин оролцоно.

Үүний нэгэн адил SO 2-оос SO 3 хүртэлх исэлдэлтийн урвалыг катализатор болгож болно; Үүнтэй төстэй урвалыг "азот" аргаар хүхрийн хүчил үйлдвэрлэхэд ашигладаг.

Гетероген катализын жишээ нь Pt эсвэл V 2 O 5-ийн дэргэд SO 2-оос SO 3 үйлдвэрлэх явдал юм.

SO 2 (г) + O 2 (г) ® SO 3 (г).

Энэ урвалыг мөн хүхрийн хүчил үйлдвэрлэхэд ашигладаг ("холбоо барих" арга).

Гетероген катализатор (төмөр) нь азот, устөрөгчөөс аммиак үйлдвэрлэхэд болон бусад олон процессуудад ашиглагддаг.

Гетероген катализаторын үр ашиг нь ихэвчлэн нэг төрлийн катализатороос хамаагүй их байдаг. Нэг төрлийн катализаторын хувьд катализаторын урвалын хурд нь түүний концентрацаас, гетероген катализаторын хувьд түүний гадаргуугийн тодорхой талбайгаас (өөрөөр хэлбэл тархалтаас) хамаардаг - энэ нь том байх тусам хурд их байх болно. Сүүлийнх нь катализаторын урвал нь катализаторын гадаргуу дээр явагддагтай холбоотой бөгөөд гадаргуу дээрх урвалжийн молекулуудыг шингээх (наалдах) үе шатуудыг агуулдаг; урвал дууссаны дараа түүний бүтээгдэхүүнийг шингээж авдаг. Катализаторын гадаргуугийн талбайг нэмэгдүүлэхийн тулд тэдгээрийг бутлах эсвэл маш нарийн нунтаг үүсгэдэг тусгай аргаар үйлдвэрлэдэг.

Өгөгдсөн жишээнүүд нь нэгэн зэрэг жишээ юм исэлдэлтийн катализ.Энэ тохиолдолд шилжилтийн металлууд эсвэл тэдгээрийн нэгдлүүд (Mn 3+, Pt, Au, Ag, Fe, Ni, Fe 2 O 3 гэх мэт) ихэвчлэн катализаторын үүрэг гүйцэтгэдэг.

Хүчил шүлтийн катализ дахькатализаторын үүргийг H +, OH - болон бусад ижил төстэй тоосонцор - хүчиллэг ба суурийн тээвэрлэгч гүйцэтгэдэг. Тиймээс гидролизийн урвал

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

аль нэгийг нь нэмэхэд ойролцоогоор 300 дахин хурдасдаг хүчтэй хүчил: HCl, HBr эсвэл HNO3.

Их үнэ цэнэкатализ нь биологийн системд тохиолддог. Энэ тохиолдолд катализаторыг дуудна фермент.Олон ферментийн үр ашиг нь ердийн катализатороос хамаагүй өндөр байдаг. Жишээлбэл, азотыг аммиак болгон бэхлэх урвалын хувьд

N2 + 3H2 = 2NH3

Аж үйлдвэрт металлын исэл ба сульфатын нэмэлт бүхий хөвөн төмрийн хэлбэрийн гетероген катализаторыг ашигладаг.

Энэ тохиолдолд урвалыг T » 700 K ба P » 30 МПа-д явуулна. Энгийн T ба R-ийн ферментийн нөлөөн дор буурцагт ургамлын зангилаанд ижил синтез тохиолддог.

Каталитик систем нь хольц, нэмэлт бодисуудад хайхрамжгүй ханддаггүй. Тэдгээрийн зарим нь төмрөөр аммиакийн нийлэгжилтийг катализын дээрх жишээн дэхь катализын үр ашгийг нэмэгдүүлдэг. Катализаторын ийм нэмэлтийг нэрлэдэг дэмжигчид(төмөр дэх кали, хөнгөн цагаан исэл). Зарим хольц нь эсрэгээрээ катализаторын урвалыг дарангуйлдаг (катализаторыг "хордуулдаг"), энэ нь катализаторын хор.Жишээлбэл, Pt катализатор дээр SO 3-ийн нийлэгжилт нь сульфидын хүхэр агуулсан хольцод маш мэдрэмтгий байдаг; хүхэр нь цагаан алтны катализаторын гадаргууг хордуулдаг. Үүний эсрэгээр, V 2 O 5 дээр суурилсан катализатор нь ийм хольцод мэдрэмжгүй байдаг; Ванадийн исэлд суурилсан катализатор бүтээх нэр төрийн хэрэг нь Оросын эрдэмтэн Г.К. Боресков.

Температураас урвалын хурдаас хамаарах хамаарлыг Вант Хоффын эмпирик дүрмээр ойролцоогоор тодорхойлно. Температурын 10 градусын өөрчлөлт тутамд ихэнх урвалын хурд 2-4 дахин өөрчлөгддөг.

Математикийн хувьд Вант Хоффын дүрмийг дараах байдлаар илэрхийлнэ.

Энд v(T2) ба v(T1) нь T2 ба T1 (T2> T1) температурт тус тус урвалын хурд;

γ- урвалын хурдны температурын коэффициент.

Эндотермик урвалын γ-ийн утга нь экзотермик урвалаас өндөр байна. Олон урвалын хувьд γ нь 2-4 хооронд хэлбэлздэг.

γ утгын физик утга нь 10 градус тутамд температур өөрчлөгдөхөд урвалын хурд хэдэн удаа өөрчлөгдөж байгааг харуулдаг.

Химийн урвалын хурд ба хурдны тогтмол нь шууд пропорциональ байдаг тул (3.6) илэрхийллийг ихэвчлэн дараах хэлбэрээр бичдэг.

(3.7)

Энд k(T2), k(T1) нь урвалын хурдны тогтмолууд юм

T2 ба T1 температурт;

γ нь урвалын хурдны температурын коэффициент юм.

Жишээ 8.Урвалын хурдыг 27 дахин нэмэгдүүлэхийн тулд температурыг хэдэн градусаар нэмэгдүүлэх шаардлагатай вэ? Урвалын температурын коэффициент 3 байна.

Шийдэл. Бид илэрхийлэл (3.6) ашигладаг:

Бид авна: 27 = , = 3, DT = 30.

Хариулт: 30 градус.

Урвалын хурд ба түүний үүсэх хугацаа нь урвуу хамааралтай пропорциональ хамаарал: том байх тусам v

т-ээс бага. Математикийн хувьд үүнийг хамаарлаар илэрхийлдэг

Жишээ 9. 293 К-ийн температурт урвал 2 минутын дотор явагдана. Хэрэв γ = 2 бол 273 К температурт энэ урвал хэр удаан үргэлжлэх вэ.

Шийдэл. (3.8) тэгшитгэлээс дараах байдалтай байна.

.

Бид (3.6) тэгшитгэлийг ашигладаг Бид авах:

мин.

Хариулт: 8 мин.

Вант Хоффын дүрэм нь хязгаарлагдмал тооны химийн урвалд хамаарна. Температурын үйл явцын хурдад үзүүлэх нөлөөг ихэвчлэн Аррениусын тэгшитгэлийг ашиглан тодорхойлдог.

Аррениус тэгшитгэл . 1889 онд Шведийн эрдэмтэн С.Арре-1иус туршилтын үндсэн дээр түүний нэрээр нэрлэгдсэн тэгшитгэлийг гаргажээ.

Энд k нь урвалын хурдны тогтмол;

k0 - экспоненциалын өмнөх хүчин зүйл;

e нь натурал логарифмын суурь;

Ea нь урвалжуудын шинж чанараар тодорхойлогддог идэвхжүүлэх энерги гэж нэрлэгддэг тогтмол юм.

R нь 8.314 Ж/моль×К-тэй тэнцэх бүх нийтийн хийн тогтмол юм.

Химийн урвалын Ea утга нь 4-400 кЖ/моль хооронд хэлбэлздэг.

Олон урвал нь тодорхой эрчим хүчний саад тотгороор тодорхойлогддог. Үүнийг даван туулахын тулд идэвхжүүлэх энерги шаардлагатай - зарим илүүдэл энерги (өгөгдсөн температур дахь молекулуудын хортой энергитэй харьцуулахад), молекулууд мөргөлдөхөд үр дүнтэй байх ёстой, өөрөөр хэлбэл шинэ молекул үүсэхэд хүргэдэг. бодис. Температур нэмэгдэхийн хэрээр идэвхтэй молекулуудын тоо хурдацтай нэмэгдэж, энэ нь урвалын хурдыг огцом нэмэгдүүлэхэд хүргэдэг.

Ерөнхийдөө хэрэв урвалын температур T1-ээс T2 болж өөрчлөгдвөл логарифмын дараа (3.9) тэгшитгэл дараах хэлбэртэй байна.

. (3.10)

Энэ тэгшитгэл нь температур T1-ээс T2 болж өөрчлөгдөхөд урвалын идэвхжүүлэлтийн энергийг тооцоолох боломжийг танд олгоно.

Химийн урвалын хурд нь катализаторын оролцоотойгоор нэмэгддэг. Катализаторын нөлөө нь урвалжуудтай тогтворгүй завсрын нэгдлүүд (идэвхжүүлсэн цогцолборууд) үүсгэдэг бөгөөд тэдгээрийн задрал нь урвалын бүтээгдэхүүн үүсэхэд хүргэдэг. Энэ тохиолдолд идэвхжүүлэлтийн энерги буурч, катализатор байхгүй үед урвал явуулахад энерги хангалтгүй байсан молекулууд идэвхждэг. Үүний үр дүнд энэ нь нэмэгддэг нийт тооидэвхтэй £ молекулууд болон урвалын хурд нэмэгддэг.

Катализаторын оролцоотойгоор урвалын хурдны өөрчлөлтийг дараах тэгшитгэлээр илэрхийлнэ.

, (3.11)

vcat ба Ea(cat) нь катализаторын оролцоотой химийн урвалын хурд ба идэвхжүүлэлтийн энерги;

v ба Ea нь катализаторгүй химийн урвалын хурд ба идэвхжүүлэлтийн энерги юм.

Жишээ 10. Катализатор байхгүй үед тодорхой урвалын идэвхжүүлэх энерги нь 75.24 кЖ / моль, катализаторын хувьд 50.14 кЖ / моль байна. 298 К температурт урвал явагдах үед катализаторын оролцоотойгоор урвалын хурд хэдэн удаа нэмэгдэх вэ? Шийдэл. (3.11) тэгшитгэлийг ашиглая. Өгөгдлийг тэгшитгэлд орлуулах

Энд g нь температурын коэффициент бөгөөд 2-оос 4 хүртэлх утгыг авна.

Урвалын хурд нь температураас хамаарах тухай тайлбарыг С.Аррениус өгсөн. Урвалж буй молекулуудын мөргөлдөөн бүр нь урвалд хүргэдэггүй, харин зөвхөн хамгийн хүчтэй мөргөлдөөнд хүргэдэг. Зөвхөн илүүдэл кинетик энергитэй молекулууд химийн урвал явуулах чадвартай.

С.Аррениус температураас хамааран урвалд орж буй a бөөмсүүдийн идэвхтэй (өөрөөр хэлбэл урвалд хүргэх) мөргөлдөөний хэсгийг тооцоолсон: - a = exp(-E/RT). мөн гаргаж ирэв Аррениусын тэгшитгэл урвалын хурдны тогтмолын хувьд:

k = koe-E/RT

ko болон E d нь урвалжуудын шинж чанараас хамаарна. E нь молекулууд харилцан үйлчлэхийн тулд тэдэнд өгөх ёстой энерги юм идэвхжүүлэх энерги.

Вант Хоффын дүрэм- бага температурын хязгаарт (ихэвчлэн 0 ° C-аас 100 ° C хүртэл) химийн урвалын хурдад температурын нөлөөг эхний ойролцоо байдлаар тооцоолох боломжийг олгодог эмпирик дүрэм. Ж.Х.Вант Хофф олон туршилтын үндсэн дээр дараах дүрмийг томъёолжээ.

Идэвхжүүлэх энергихими, биологийн чиглэлээр - хамгийн бага тоо хэмжээурвал явагдахын тулд системд нийлүүлэх ёстой энерги (химид нэг моль тутамд жоульээр илэрхийлэгддэг). Энэ нэр томъёог Сванте Август Аррениус анхлан нэвтрүүлсэн. Урвалын энергийн ердийн тэмдэглэгээ Эа.

Идэвхжүүлэлтийн энтропи нь шилжилтийн төлөвийн энтропи ба урвалжуудын үндсэн төлөвийн хоорондох ялгаа гэж тооцогддог. Энэ нь голчлон идэвхжүүлсэн цогцолбор үүсэх явцад бөөмсийн эрх чөлөөний орчуулгын болон эргэлтийн зэрэг алдагдах замаар тодорхойлогддог. Идэвхжүүлсэн цогцолбор нь урвалжаас арай илүү нягт савлагдсан тохиолдолд мэдэгдэхүйц өөрчлөлтүүд (чичиргээний эрх чөлөөний зэрэг) гарч болно.

Ийм шилжилтийн идэвхжүүлэлтийн энтропи эерэг байна.

Идэвхжүүлэх энтропи нь олон хүчин зүйлээс хамаардаг. Бимолекулын урвалын үед хоёр анхны бөөмс хоорондоо нийлж шилжилтийн төлөвийг үүсгэх үед хоёр бөөмийн орчуулгын болон эргэлтийн энтропи нь нэг бөөмстэй харгалзах утга хүртэл буурдаг; чичиргээний энтропи бага зэрэг нэмэгдэх нь энэ нөлөөг нөхөхөд хангалтгүй юм.

Идэвхжүүлэлтийн энтропи нь энтальпээс илүү бүтцээс хамаарч өөр өөр байдаг. Идэвхжүүлэх энтропи нь ихэнх тохиолдолд Price болон Hammett дүрэмтэй сайн тохирдог. Энэ цуврал нь силапын энтропийн өсөлтийг харгалзах нүүрсустөрөгчийн мэдэгдэж буй абсолют энтропиас нарийн тооцоолж болох онцгой ач холбогдолтой юм.

Тасалбар №2

1) ОРГАНИК бус нэгдлүүдийн ҮНДСЭН АНГИЛАЛ: Суурь, исэл, хүчил, давс.

2) Be - бериллий.

Химийн шинж чанар: бериллий нь өрөөний температурт харьцангуй бага урвалд ордог. Авсаархан хэлбэрээрээ улаан дулааны температурт ч ус, ууртай урвалд ордоггүй бөгөөд 600 ° C хүртэл агаарт исэлддэггүй. Гал асаах үед бериллийн нунтаг тод дөлөөр шатаж, исэл ба нитрид үүсгэдэг. Галоген нь 600 ° C-аас дээш температурт бериллитэй урвалд ордог бөгөөд халькоген нь бүр илүү өндөр температур шаарддаг.

Физик шинж чанар: Бериллий нь харьцангуй хатуу боловч хэврэг мөнгөлөг цагаан металл юм. Энэ нь уян хатан байдлын өндөр модультай - 300 ГПа (гангийн хувьд - 200-210 ГПа). Агаарт энэ нь удаан эдэлгээтэй ислийн хальсаар бүрхэгдсэн байдаг

Магни (мг). Физик шинж чанарууд:Магни нь мөнгөн цагаан металл бөгөөд зургаан өнцөгт тортой, орон зайн бүлэг P 63/ммк, торны параметр a = 0,32029 нм, в = 0,52000 нм, Z = 2. Хэвийн нөхцөлд магнийн гадаргуу нь удаан эдэлгээтэй хамгаалалтын хальсаар хучигдсан байдаг. магнийн исэл MgO, агаарт ойролцоогоор 600 ° C хүртэл халах үед нурж, дараа нь металл нь сохор цагаан дөлөөр шатаж магнийн исэл ба нитрид Mg3N2 үүсгэдэг.

Химийн шинж чанар:Калийн перманганаттай нунтаг магнийн холимог KMnO4 - тэсрэх бодис

Халуун магни нь устай урвалд ордог:

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

Шүлт нь магнид ямар ч нөлөө үзүүлэхгүй, хүчилд амархан уусдаг бөгөөд устөрөгчийг ялгаруулдаг.

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2;

Агаарт халах үед магни шатаж исэл үүсгэдэг; мөн азоттой хамт бага хэмжээний нитрид үүсч болно.

2Mg + O2 = 2MgO;

3Mg + N2 = Mg3N2

Тасалбар №3. Уусах чадвар- бодисын бусад бодисуудтай нэгэн төрлийн систем үүсгэх чадвар - бодис нь бие даасан атом, ион, молекул эсвэл бөөмс хэлбэрээр агуулагдах уусмалууд.

Ханасан уусмал- өгөгдсөн нөхцөлд ууссан бодис хамгийн их концентрацидаа хүрч, уусахаа больсон уусмал. Энэ бодисын тунадас нь уусмал дахь бодистой тэнцвэртэй байна.

Ханаагүй уусмал- ууссан бодисын концентраци нь ханасан уусмалаас бага, өгөгдсөн нөхцөлд илүү ихийг уусгах боломжтой уусмал.

Хэт ханасан уусмалууд- тэдгээрт ууссан бодисын агууламж нь өгөгдсөн нөхцөлд түүний хэвийн уусах чадвараас их байгаагаар тодорхойлогддог уусмалууд.

Генригийн хууль- Тогтмол температурт өгөгдсөн шингэн дэх хийн уусах чадвар нь уусмал дээрх хийн даралттай шууд пропорциональ байдаг хууль. Хууль нь зөвхөн хамгийн тохиромжтой шийдэл, бага даралтанд тохиромжтой.

Генригийн хуулийг ихэвчлэн дараах байдлаар бичдэг.

Энд p нь уусмал дээрх хийн хэсэгчилсэн даралт,

c - уусмал дахь хийн концентраци нь моль фракц,

k - Генригийн коэффициент.

Олборлолт(Хожуу Латин хэлнээс extractio - олборлолт), олборлолт, шингэний хольцыг ялгах үйл явц эсвэл хатуу бодиссонгомол уусгагч (экстракт) ашиглан.

Тасалбар №4. 1)Массын фракцууссан бодисын массын харьцаа юм нийт массшийдэл. Хоёртын шийдлийн хувьд

ω(х) = м(х) / (м(х) + м(с)) = м(х) / м

Энд ω(x) - массын хэсэгууссан бодис X

m(x) - ууссан бодисын масс X, g;

м(с) - уусгагчийн масс S, г;

m = m(x) + m(s) - уусмалын масс, г.

2)Хөнгөн цагаан- элемент үндсэн дэд бүлэггуравдугаар үеийн гурав дахь бүлэг үечилсэн хүснэгт химийн элементүүдД.И.Менделеев, атомын дугаар 13.

Байгальд хайх:

Байгалийн хөнгөн цагаан нь бараг бүхэлдээ нэг хэсгээс бүрддэг тогтвортой изотоп 26Al-ийн ул мөр бүхий 27Al, хагас задралын хугацаа нь 720 мянган жилийн хугацаатай цацраг идэвхт изотоп нь аргон бөөмийг сансрын цацрагийн протоноор бөмбөгдөх үед агаар мандалд үүссэн.

Баримт бичиг:

Энэ нь хөнгөн цагааны исэл Al2O3-ийг хайлсан криолит Na3AlF6-д уусгах, дараа нь хэрэглээний кокс эсвэл бал чулуу электрод ашиглан электролиз хийхээс бүрдэнэ. Энэхүү үйлдвэрлэлийн арга нь маш их цахилгаан эрчим хүч шаарддаг тул зөвхөн 20-р зуунд алдартай болсон.

Алюминотерми- металл, металл бус (түүнчлэн хайлш) тэдгээрийн ислийг металл хөнгөн цагаанаар багасгах замаар үйлдвэрлэх арга.

Тасалбар №5. ЭЛЕКТРОЛИТИЙН БУС УСДАЛ, хоёртын буюу олон бүрэлдэхүүн хэсэгтэй моль. бүтэц нь тасралтгүй өөрчлөгдөж болох системүүд (наад зах нь тодорхой хязгаар дотор). Электролитийн уусмалаас ялгаатай нь электролит бус уусмал (моль. уусмал) нь мэдэгдэхүйц концентрацитай цэнэгтэй хэсгүүдийг агуулдаггүй. электролит бус уусмалууд нь хатуу, шингэн, хий хэлбэртэй байж болно.

Раульын анхны хууль

Раультын эхний хууль нь уусмал дээрх ханасан уурын даралтыг түүний найрлагатай холбодог; дараах байдлаар томъёолсон болно.

Уусмалын бүрэлдэхүүн хэсгийн ханасан уурын хэсэгчилсэн даралт нь түүний хэмжээтэй шууд пропорциональ байна мэнгэний хэсэгуусмал дахь, пропорциональ коэффициент нь цэвэр бүрэлдэхүүн хэсгээс дээш ханасан уурын даралттай тэнцүү байна.

Раульын хоёр дахь хууль

Уусмалын дээрх уурын даралт нь цэвэр уусгагч дээрх уурын даралтаас ялгаатай байгаа нь талсжих, буцалгах үйл явцад ихээхэн нөлөөлдөг. Раультын эхний хуулиас уусмалын хөлдөх температур буурах ба буцлах температур нэмэгдэхтэй холбоотой хоёр үр дагавар гарч ирдэг бөгөөд тэдгээрийн хосолсон хэлбэрээр Раультын хоёр дахь хууль гэж нэрлэгддэг.

Криоскопи(Грек хэлнээс kryos - хүйтэн ба scopeo - би харж байна) - цэвэр уусгагчтай харьцуулахад уусмалын хөлдөх цэгийн бууралтыг хэмжих.

Вант Хоффын дүрэм - Температурын 10 градусын өсөлт тутамд нэгэн төрлийн элементар урвалын хурдны тогтмол нь 2-4 дахин нэмэгддэг.

Усны хатуулаг- голчлон кальци, магнийн шүлтлэг шороон металлын ууссан давсны агууламжтай холбоотой усны химийн болон физик шинж чанаруудын багц.

Тасалбарын дугаар 6. ЭЛЕКТРОЛИТИЙН УСДАЛ,ууссан бодисын молекулуудын электролитийн задралын үр дүнд үүссэн ион-катион ба анионуудын мэдэгдэхүйц концентрацийг агуулдаг.

Хүчтэй электролитууд - химийн нэгдлүүд, шингэрүүлсэн уусмал дахь молекулууд нь ион болон бараг бүрэн задардаг.

Сул электролит- химийн нэгдлүүд, тэдгээрийн молекулууд нь маш их шингэрүүлсэн уусмалд байсан ч ионуудад бүрэн задардаггүй. динамик тэнцвэрсалаагүй молекулуудтай.

Электролитийн диссоциаци- электролитийг туйлын уусгагчид уусгах эсвэл хайлуулах үед ион болгон задлах үйл явц.

Оствальд шингэрүүлэлтийн хууль- хоёртын сул электролитийн шингэрүүлсэн уусмалын эквивалент цахилгаан дамжуулах чанар нь уусмалын концентрацаас хамаарах хамаарлыг илэрхийлсэн хамаарал:

4-р бүлэг P-элементүүд– нүүрстөрөгч, цахиур, германий, цагаан тугалга, хар тугалга.

Тасалбар №7. 1) Электролитийн диссоциаци-ийн нөлөөгөөр бодисыг ион болгон задлах явдал юм туйлын молекулуудуусгагч.

рН = -lg.

Буферийн шийдэл- Эдгээр нь хүчил эсвэл шүлтийг нэмэхэд рН нь бага зэрэг өөрчлөгддөг уусмалууд юм.

Нүүрстөрөгчийн хүчилхэлбэрүүд:

1) дунд зэргийн давс (карбонат),

2) хүчиллэг (гидрокарбонат).

Карбонат ба гидрокарбонатууд нь дулааны хувьд тогтворгүй байдаг.

CaCO3 = CaO + CO2^,

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

Натрийн карбонат (содын үнс) нь химийн үйлдвэрлэлийн гол бүтээгдэхүүнүүдийн нэг юм. IN усан уусмалЭнэ нь урвалаар гидролиз болдог

Na2SO3 > 2Na+ + СО3-2,

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

Натрийн бикарбонат (хүнсний сод) - өргөн хэрэглэгддэг хүнсний үйлдвэр. Гидролизийн улмаас уусмал нь бас байдаг шүлтлэг орчин

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

Содын үнс, хүнсний сод нь хүчилтэй харилцан үйлчилдэг

Na2СО3 + 2НCl - 2NаСl + СО2^ + Н2О,

2Nа+ + СО3-2 + 2Н+ + 2Сl- - 2Na+ + 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.

Тасалбар No8. 1) уусмал дахь ион солилцоо:

Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 +H2O

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

CO3 + 2H → CO2 + H2O

C хийн хувьсал: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl

2) Азотын химийн шинж чанар.Зөвхөн эдгээртэй идэвхтэй металлууд, лити, кальци, магни гэх мэт азот нь харьцангуй бага температурт халах үед урвалд ордог. Азот бусад ихэнх элементүүдтэй урвалд ордог өндөр температурмөн катализаторын дэргэд. Хүчилтөрөгч N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5 бүхий азотын нэгдлүүдийг сайн судалсан.

Азотын физик шинж чанар.Азот нь агаараас арай хөнгөн; нягт 1.2506 кг/м3 (0°С ба 101325 н/м2 буюу 760 мм м.у.б.), хайлах цэг -209.86°С, буцлах температур -195.8°С. Азот нь хүндрэлтэй шингэрдэг: эгзэгтэй температур нь нэлээд бага (-147.1 ° C), чухал даралт нь 3.39 Mn / м2 (34.6 кгс / см2); Шингэн азотын нягт нь 808 кг/м3. Азот нь усанд хүчилтөрөгчөөс бага уусдаг: 0°С-т 23.3 г азот 1 м3 H2O-д уусдаг. Азот нь зарим нүүрсустөрөгчид уснаас илүү сайн уусдаг.

Тасалбарын дугаар 9. Гидролиз (Грек хэлнээс гидро - ус, лизис - задрал)бодисыг усаар задлахыг хэлнэ. Давсны гидролиз нь давсны устай урвуу урвалд ордог бөгөөд энэ нь сул электролит үүсэхэд хүргэдэг.

Ус нь бага зэрэг хуваагддаг:

H 2 O H + + OH – .

Натрийн хлорид H2O H+ + OH–,

Na+ + Cl– + H2O Na+ + Cl– + H+ + OH–,

NaCl + H2O (урвал байхгүй) Төвийг сахисан

Натрийн карбонат + HOH + OH–,

2Na+ + + H2O + OH–,

Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH шүлтлэг

Хөнгөн цагаан хлорид Al3+ + HOH AlOH2+ + H+,

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

AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl хүчил