Зависимост на скоростта на химичната реакция от температурата.
Скорост на хетерогенни реакции.
В хетерогенните системи реакциите възникват на границата. В този случай концентрацията на твърдата фаза остава почти постоянна и не влияе на скоростта на реакцията. Скоростта на хетерогенна реакция ще зависи само от концентрацията на веществото в течна или газообразна фаза. Следователно концентрациите на твърди вещества не са посочени в кинетичното уравнение; техните стойности са включени в стойностите на константите. Например за хетерогенна реакция
може да се напише кинетичното уравнение
ПРИМЕР 4. Кинетичният ред на реакцията между хром и алуминий е 1. Напишете химичните и кинетичните уравнения на реакцията.
Реакцията между алуминий и хлор е хетерогенна, може да се напише кинетичното уравнение
ПРИМЕР 5. Кинетично уравнение на реакцията
изглежда като
Определете размера на константата на скоростта и изчислете скоростта на разтваряне на среброто при парциално налягане на кислород Pa и концентрация на калиев цианид от 0,055 mol/l.
Размерът на константата се определя от кинетичното уравнение, дадено в постановката на проблема:
Замествайки данните от проблема в кинетичното уравнение, намираме скоростта на разтваряне на среброто:
ПРИМЕР 6. Кинетично уравнение на реакцията
изглежда като
Как ще се промени скоростта на реакцията, ако концентрацията на живачен хлорид (М) се намали наполовина и концентрацията на оксалат – йони да се удвоят?
След промяна на концентрацията на изходните вещества скоростта на реакцията се изразява чрез кинетичното уравнение
Сравнявайки и, откриваме, че скоростта на реакцията се е увеличила с 2 пъти.
С повишаването на температурата скоростта на химичната реакция се увеличава значително.
Количествената зависимост на скоростта на реакцията от температурата се определя от правилото на Вант Хоф.
За да се характеризира зависимостта на скоростта на химическата реакция (константата на скоростта) от температурата, се използва температурният коефициент на скоростта на реакцията (), наричан още коефициент на Вант Хоф. Температурният коефициент на скоростта на реакцията показва колко пъти ще се увеличи скоростта на реакцията с повишаване на температурата на реагентите с 10 градуса.
Математически зависимостта на скоростта на реакцията от температурата се изразява със съотношението
Къде – температурен коефициент на скорост;
– Т;
Т;
–– константа на скоростта на реакцията при температура Т+ 10;
–– скорост на реакция при температура Т+ 10.
За изчисления е по-удобно да се използват уравненията
както и логаритмични форми на тези уравнения
Увеличаването на скоростта на реакцията с повишаване на температурата обяснява теория на активирането. Според тази теория, когато частици на реагиращи вещества се сблъскат, те трябва да преодолеят отблъскващите сили, да отслабят или разкъсат старите химични връзки и да образуват нови. Те трябва да изразходват определена енергия за това, т.е. преодоляване на някаква енергийна бариера. Нарича се частица с излишна енергия, достатъчна за преодоляване на енергийната бариера активни частици.
При нормални условия в системата има малко активни частици и реакцията протича с по-бавна скорост. Но неактивните частици могат да станат активни, ако им дадете допълнителна енергия. Един от начините за активиране на частиците е чрез повишаване на температурата. С повишаване на температурата броят на активните частици в системата рязко нараства и скоростта на реакцията се увеличава.
Повишаването на температурата ускорява всички химични реакции. Вант Хоф първоначално експериментално установява, че когато За всеки 10 градуса повишаване на температурата, скоростта се увеличава с 2 ¸ 4 пъти (правилото на Вант Хоф ). Това съответства на степенната зависимост на скоростта от температурата:
където T > T 0, g - температурен коефициент на Вант Хоф.
Това уравнение обаче не е теоретично обосновано ; експерименталните данни се описват по-добре с експоненциална функция (уравнение на Арениус):
,
където A е предекспоненциален фактор, който не зависи от T, E a е енергията на активиране на химическа реакция (kJ/mol), R е универсалната газова константа.
Уравнението на Арениус обикновено се записва за скоростна константа:
.
Това уравнение е теоретично обосновано от методите на статистическата физика. Качествено това оправдание е следното: тъй като реакциите възникват в резултат на случайни сблъсъци на молекули, тези сблъсъци се характеризират с почти непрекъснат набор от енергии от най-малката до най-голямата. Очевидно реакция ще настъпи само когато молекулите се сблъскат с достатъчно енергия, за да разрушат (или значително да разтегнат) някои химически връзки. За всяка система има енергиен праг E a, от който енергията е достатъчна за протичане на реакцията. Крива 1 на фигура 5.1 съответства на този механизъм. Тъй като сблъсъците се случват с честота, която зависи от температурата по експоненциален закон, се получават формули 5.9 и 5.10. Тогава предекспоненциалните фактори A и k 0 представляват някаква характеристика на общия брой сблъсъци, а членът е съотношението на ефективните сблъсъци.
Анализът на експерименталните данни се извършва с помощта на логаритмичната форма на уравнението на Арениус:
.
Графикът е изграден в т.нар Координати на Арениус
(ln k -), фиг. 7.2; от графиката намерете k o и E a.
При дадени експериментални данни за две температури k o и E a е лесно да се намери теоретично:
; 
;
Скоростта на химичната реакция до голяма степен зависи от енергията на активиране. За по-голямата част от реакциите тя е в диапазона от 50 до 250 kJ/mol. Реакции, за които
E a > 150 kJ/mol, практически не изтичат при стайна температура.
Пример 1.Сложната необратима реакция 2N 2 O 5 = 4NO 2 + O 2 е реакция от първи ред. Как ще се промени скоростта му, когато налягането се увеличи 5 пъти?
Решение.Кинетичното уравнение на тази реакция в общ вид: V = k·a. Тъй като реакцията е сложна, възможно е a ¹ 2. Според условието редът на реакцията е
a = 1. За газовите реакции ролята на концентрация играе налягането. Ето защо
V = kP, и ако P 1 = 5P, тогава V 1 /V = 5, т.е. скоростта се увеличава пет пъти.
Намерете константата на скоростта, редовете на реагентите и напишете кинетичното уравнение.
Решение.Кинетичното уравнение за скоростта на тази реакция в общ вид:
V = k a b .
Тези таблици ви позволяват да намерите реда на реакцията за NO (a) и H 2 (b) чрез намаляване на реда на реакцията, т.е. анализиране на експерименти, при които един от реагентите има постоянна концентрация. И така, = 0,01 в първата и втората колона, докато се променя.
. (частна поръчка по H 2).
За втората и третата колона, напротив, е същото и - са различни, следователно:
(частна поръчка от NO).
Тъй като a и b съвпадат със стехиометричните коефициенти, реакцията може да бъде проста. Константата на скоростта може да бъде намерена от данните във всяка колона:
Така кинетичното уравнение е: V = 2,5. 10 3 2 .
Общият (общ) ред на тази реакция (a + b) е 3.
Пример 3.Скоростта на реакцията A + 3B = AB 3 се определя от кинетичното уравнение V = k[A]·[B]. Определете общия ред на реакцията. Каква е тази реакция - проста или сложна? Колко пъти ще се увеличи скоростта на реакцията, ако концентрацията се увеличи 3 пъти?
Решение.Редът на реакцията се определя от сумата на показателите на реагентите в кинетичното уравнение. За тази реакция общият ред е две (1 +1).
Ако тази реакция беше проста, тогава според закона за масовото действие
V = k[A] 1. [B] 3 и общият ред ще бъде (1+ 3) = 4, т.е. показателите в кинетичното уравнение не съвпадат със стехиометричните коефициенти, следователно реакцията е сложна и протича на няколко етапа.
Когато концентрациите на реагентите се увеличат 3 пъти: V 1 = k·3[A]·3[B] = 3 2 V, тоест скоростта ще се увеличи 3 2 = 9 пъти.
Пример 4.Определете енергията на активиране на реакцията и нейния температурен коефициент, ако при 398 и 600 0 C константите на скоростта са равни съответно на 2,1×10 -4 и 6,25×10 -1.
Решение. E a от две стойности може да се изчисли с помощта на формула 5.12 :
192b33 J/mol.
Намираме температурния коефициент от израза (5.8), защото V µ k:
.
Катализа
Един от най-разпространените методи за ускоряване на химичните реакции в химическата практика е катализът. Катализаторът е вещество, което многократно участва в междинните етапи на реакцията, но излиза от нея химически непроменено.
Например, за реакцията A 2 + B 2 = 2AB
участието на катализатор К може да се изрази с уравнението
A 2 + K + B 2 ® A 2.... K + B 2 ® A 2 ...K...B 2 ® 2AB + K.
Тези уравнения могат да бъдат представени чрез криви на потенциалната енергия (фиг. 5.2.).
ориз. 5.2. Енергийна диаграма на реакцията
с и без катализатор
От фигура 5.2 може да се види, че:
1) катализаторът намалява енергията на активиране, променяйки механизма на реакцията - преминава през нови етапи, всеки от които се характеризира с ниска енергия на активиране;
2) катализаторът не променя DN на реакцията (както и DG, DU и DS);
3) ако катализираната реакция е обратима, катализаторът не влияе на равновесието, не променя константата на равновесието и равновесните концентрации на компонентите на системата. Той ускорява еднакво както предните, така и обратните реакции, като по този начин ускорява времето за достигане на равновесие.
Очевидно е, че в присъствието на катализатор енергията на активиране на реакцията намалява с количеството DE k, тъй като в израза за константата на скоростта на реакцията (уравнение 5.10) енергията на активиране е включена в отрицателния показател, дори малко намаление на E a причинява много голямо увеличение на скоростта на реакцията: 
.
Ефектът на катализатор върху редуцирането на E a може да се илюстрира с примера на реакцията на разлагане на йодоводород:
2HI = H2 + I2.
По този начин, за разглежданата реакция, намаляването на енергията
активиране с 63 kJ, т.е. 1,5 пъти, съответства на увеличение на скоростта на реакцията при 500 K с повече от 10 6 пъти.
Трябва да се отбележи, че предекспоненциалният коефициент на каталитичната реакция k 0 1 не е равен на k 0 и обикновено е много по-малък, но съответното намаляване на скоростта не компенсира увеличението му поради E a.
Пример 5.Енергията на активиране на дадена реакция в отсъствие на катализатор е 75,24 kJ/mol, а с катализатор - 50,14 kJ/mol. Колко пъти се увеличава скоростта на реакцията в присъствието на катализатор, ако реакцията протича при 25 0 C, а предекспоненциалният фактор в присъствието на катализатор намалява 10 пъти.
Решение.Нека обозначим енергията на активиране на реакцията без катализатор с E a, а в присъствието на катализатор с Ea 1; Означаваме съответните константи на скоростта на реакцията с k и k 1 . Използвайки уравнението на Арениус (5.9) (вижте раздел 5.3) и вземайки k 0 1 /k 0 = 10, намираме:
Оттук 
Накрая намираме:
По този начин намаляването на енергията на активиране от катализатора с 25,1 kJ доведе до увеличаване на скоростта на реакцията с 2500 пъти, въпреки 10-кратното намаляване на предекспоненциалния фактор.
Каталитичните реакции се класифицират според вида на катализатора и вида на реакцията. Например според агрегатното състояние на катализаторите и реагентите катализите се разделят на хомогенен(катализатор и реагент образуват една фаза) и разнородни(катализаторът и реагентите са в различни фази, между катализатора и реагентите има фазова граница).
Пример за хомогенна катализа може да бъде окисляването на CO до CO 2 с кислород в присъствието на NO 2 (катализатор). Механизмът на катализа може да бъде описан чрез следните реакции:
CO (g) + NO 2 (g) ® CO 2 (g) + NO (g) ,
2NO (g) + O 2 (g) ® 2NO 2 (g);
и катализаторът (NO 2) отново участва в първата реакция.
По подобен начин реакцията на окисление на SO 2 до SO 3 може да бъде катализирана; Подобна реакция се използва при производството на сярна киселина по "азотен" метод.
Пример за хетерогенна катализа е производството на SO 3 от SO 2 в присъствието на Pt или V 2 O 5:
SO 2 (g) + O 2 (g) ® SO 3 (g).
Тази реакция се използва и при производството на сярна киселина ("контактен" метод).
Хетерогенен катализатор (желязо) се използва и при производството на амоняк от азот и водород и в много други процеси.
Ефективността на хетерогенните катализатори обикновено е много по-голяма от тази на хомогенните. Скоростта на каталитичните реакции при хомогенния катализатор зависи от неговата концентрация, а при хетерогенния катализатор - от специфичната му повърхност (т.е. дисперсността) - колкото по-голяма е тя, толкова по-голяма е скоростта. Последното се дължи на факта, че каталитичната реакция протича на повърхността на катализатора и включва етапите на адсорбция (залепване) на молекулите на реагента върху повърхността; след завършване на реакцията нейните продукти се десорбират. За да се увеличи повърхността на катализаторите, те се натрошават или произвеждат по специални методи, които произвеждат много фини прахове.
Дадените примери са същевременно примери редокс катализа.В този случай преходните метали или техните съединения (Mn 3+, Pt, Au, Ag, Fe, Ni, Fe 2 O 3 и др.) Обикновено действат като катализатори.
При киселинно-алкална катализаролята на катализатор се изпълнява от Н +, ОН - и други подобни частици - носители на киселинност и основност. И така, реакцията на хидролиза
CH 3 COOCH 3 + H 2 O CH 3 COOH + CH 3 OH
ускорява приблизително 300 пъти при добавяне на някоя от силните киселини: HCl, HBr или HNO 3.
Катализата е от голямо значение в биологичните системи. В този случай се нарича катализаторът ензим.Ефективността на много ензими е много по-голяма от тази на конвенционалните катализатори. Например за реакцията на фиксиране на азот в амоняк
N2 + 3H2 = 2NH3
В промишлеността се използва хетерогенен катализатор под формата на гъба желязо с добавки на метални оксиди и сулфати.
В този случай реакцията се провежда при T » 700 K и P » 30 MPa. Същият синтез се извършва в нодулите на бобовите растения под действието на ензими при обикновени T и R.
Каталитичните системи не са безразлични към примесите и добавките. Някои от тях повишават ефективността на катализата, като например в горния пример за катализа на синтеза на амоняк от желязо. Такива добавки към катализатора се наричат промоутъри(калиеви и алуминиеви оксиди в желязото). Някои примеси, напротив, потискат каталитичната реакция („отровят“ катализатора), това каталитични отрови.Например, синтезът на SO 3 върху Pt катализатор е много чувствителен към примеси, съдържащи сулфидна сяра; сярата отравя повърхността на платиновия катализатор. Обратно, катализатор на основата на V 2 O 5 е нечувствителен към такива примеси; Честта да разработи катализатор на базата на ванадиев оксид принадлежи на руския учен Г.К. Боресков.
Зависимостта на скоростта на реакцията от температурата се определя приблизително от емпиричното правило на Van't Hoff: При промяна на температурата с 10 градуса скоростта на повечето реакции се променя 2-4 пъти.
Математически правилото на Вант Хоф се изразява по следния начин:
където v(T2) и v(T1) са реакционни скорости, съответно, при температури T2 и T1 (T2> T1);
γ-температурен коефициент на скорост на реакцията.
Стойността на γ за ендотермична реакция е по-висока от тази за екзотермична. За много реакции γ е в диапазона 2-4.
Физическият смисъл на стойността γ е, че тя показва колко пъти се променя скоростта на реакцията при промяна на температурата за всеки 10 градуса.
Тъй като скоростта на реакцията и константата на скоростта на химичната реакция са правопропорционални, изразът (3.6) често се записва в следната форма:
(3.7)
където k(T2), k(T1) са съответно константи на скоростта на реакцията
при температури Т2 и Т1;
γ е температурният коефициент на скоростта на реакцията.
Пример 8.С колко градуса трябва да се повиши температурата, за да се увеличи скоростта на реакцията 27 пъти? Температурният коефициент на реакцията е 3.
Решение. Използваме израз (3.6):
Получаваме: 27 = , = 3, DT = 30.
Отговор: 30 градуса.
Скоростта на реакцията и времето, през което тя протича, са обратно пропорционални: колкото по-голямо е v, толкова повече
по-малко от t. Математически това се изразява чрез отношението
Пример 9.При температура 293 K реакцията протича за 2 минути. Колко време ще отнеме да протече тази реакция при температура 273 K, ако γ = 2.
Решение. От уравнение (3.8) следва:
.
Използваме уравнение (3.6), тъй като 
Получаваме:
мин.
Отговор: 8 мин.
Правилото на Вант Хоф е приложимо за ограничен брой химични реакции. Ефектът на температурата върху скоростта на процесите често се определя с помощта на уравнението на Арениус.
Уравнение на Арениус . През 1889 г. шведският учен S. Arre-1ius, въз основа на експерименти, извежда уравнение, което е кръстено на него
където k е константата на скоростта на реакцията;
k0 - предекспоненциален фактор;
e е основата на натуралния логаритъм;
Ea е константа, наречена енергия на активиране, определена от естеството на реагентите:
R е универсалната газова константа, равна на 8,314 J/mol × K.
Стойностите на Ea за химични реакции варират от 4 до 400 kJ/mol.
Много реакции се характеризират с определена енергийна бариера. За преодоляването му е необходима енергия на активиране - някакъв излишък на енергия (спрямо вредната енергия на молекулите при дадена температура), който молекулите трябва да притежават, за да е ефективен сблъсъкът им, тоест да доведе до образуването на нов вещество. С повишаване на температурата броят на активните молекули бързо нараства, което води до рязко увеличаване на скоростта на реакцията.
Като цяло, ако температурата на реакцията се промени от Т1 до Т2, уравнение (3.9) след логаритъм приема формата:
. (3.10)
Това уравнение ви позволява да изчислите енергията на активиране на реакцията при промяна на температурата от T1 до T2.
Скоростта на химичните реакции се увеличава в присъствието на катализатор. Действието на катализатора е, че той образува нестабилни междинни съединения (активирани комплекси) с реагенти, чието разлагане води до образуването на реакционни продукти. В този случай енергията на активиране намалява и молекулите, чиято енергия е била недостатъчна за осъществяване на реакцията в отсъствието на катализатор, стават активни. В резултат на това общият брой на активните молекули се увеличава и скоростта на реакцията се увеличава.
Промяната в скоростта на реакцията в присъствието на катализатор се изразява със следното уравнение:
, (3.11)
където vcat и Ea(cat) са скоростта и енергията на активиране на химическа реакция в присъствието на катализатор;
v и Ea са скоростта и енергията на активиране на химическа реакция без катализатор.
Пример 10. Енергията на активиране на определена реакция при отсъствие на катализатор е 75,24 kJ/mol, с катализатор - 50,14 kJ/mol. Колко пъти се увеличава скоростта на реакцията в присъствието на катализатор, ако реакцията протича при температура 298 K? Решение. Нека използваме уравнение (3.11). Заместване на данни в уравнението
Билет №2
1) ОСНОВНИ КЛАСОВЕ НЕОРГАНИЧНИ СЪЕДИНЕНИЯ: Основи, оксиди, киселини, соли.
2) Be – берилий.
Химични свойства:берилият е сравнително слабо реактивен при стайна температура. В своята компактна форма той не реагира с вода и пара дори при температура на червена температура и не се окислява от въздуха до 600 °C. При запалване берилиевият прах гори с ярък пламък, произвеждайки оксид и нитрид. Халогените реагират с берилий при температури над 600 °C, а халкогените изискват още по-високи температури.
Физични свойства:Берилият е сравнително твърд, но чуплив сребристо-бял метал. Има висок модул на еластичност - 300 GPa (за стомани - 200-210 GPa). Във въздуха се покрива активно с устойчив оксиден филм
Магнезий (Mg). Физични свойства:Магнезият е сребристо-бял метал с шестоъгълна решетка, пространствена група P 63/mmc, параметри на решетката a = 0,32029 nm, c = 0,52000 nm, Z = 2. При нормални условия повърхността на магнезия е покрита с издръжлив защитен филм магнезиев оксид MgO, който се разрушава при нагряване на въздух до приблизително 600 °C, след което металът изгаря с ослепителен бял пламък, за да образува магнезиев оксид и нитрид Mg3N2.
Химични свойства:Смес от магнезий на прах с калиев перманганат KMnO4 - експлозив
Горещ магнезий реагира с вода:
Mg (разлагане) + H2O = MgO + H2;
Алкалите не влияят на магнезия; той се разтваря лесно в киселини, отделяйки водород:
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2;
При нагряване на въздух, магнезият изгаря, за да образува оксид, може да се образува и малко количество нитрид с азот:
2Mg + O2 = 2MgO;
3Mg + N2 = Mg3N2
Билет №3. Разтворимост- способността на веществото да образува хомогенни системи с други вещества - разтвори, в които веществото се намира под формата на отделни атоми, йони, молекули или частици.
Наситен разтвор- разтвор, в който разтвореното вещество при дадени условия е достигнало максималната си концентрация и вече не се разтваря. Утайката от това вещество е в равновесие с разтвореното вещество.
Ненаситен разтвор- разтвор, в който концентрацията на разтвореното вещество е по-малка, отколкото в наситен разтвор, и в който при дадените условия може да се разтвори малко повече от него.
Пренаситени разтвори- разтвори, характеризиращи се с това, че съдържанието на разтворено вещество в тях е по-голямо от това, което съответства на нормалната му разтворимост при дадени условия.
Законът на Хенри- законът, според който при постоянна температура разтворимостта на газ в дадена течност е право пропорционална на налягането на този газ над разтвора. Законът е подходящ само за идеални разтвори и ниски налягания.
Законът на Хенри обикновено се записва по следния начин:
Където p е парциалното налягане на газа над разтвора,
c е концентрацията на газ в разтвора във фракции от мол,
k - коефициентът на Хенри.
Екстракция(от къснолатински extractio - екстракция), екстракция, процес на разделяне на смес от течни или твърди вещества с помощта на селективни разтворители (екстрагенти).
Билет №4. 1)Масова частТова е отношението на масата на разтвореното вещество към общата маса на разтвора. За двоично решение
ω(x) = m(x) / (m(x) + m(s)) = m(x) / m
където ω(x) е масовата част на разтвореното вещество X
m(x) - масата на разтвореното вещество X, g;
m(s) - масата на разтворителя S, g;
m = m(x) + m(s) - масата на разтвора, g.
2)Алуминий- елемент от главната подгрупа на третата група от третия период на периодичната система от химични елементи на Д. И. Менделеев с атомен номер 13.
Намиране в природата:
Естественият алуминий се състои почти изцяло от един стабилен изотоп, 27Al, със следи от 26Al, радиоактивен изотоп с период на полуразпад от 720 000 години, произведен в атмосферата, когато аргоновите ядра са бомбардирани от протони на космическите лъчи.
разписка:
Състои се от разтваряне на алуминиев оксид Al2O3 в разтопен криолит Na3AlF6, последвано от електролиза с използване на консумативи коксови или графитни електроди. Този метод на производство изисква много електричество и затова става популярен едва през 20 век.
Алуминотермия- метод за получаване на метали, неметали (както и сплави) чрез редуциране на техните оксиди с метален алуминий.
Билет № 5. РАЗТВОРИ НА НЕЕЛЕКТРОЛИТНИ, бинарна или многокомпонентна мол. системи, чийто състав може да се променя непрекъснато (поне в определени граници). За разлика от разтворите на електролити, разтворите на неелектролити (мол. разтвори) не съдържат заредени частици в забележими концентрации. разтворите на неелектролитите могат да бъдат твърди, течни и газообразни.
Първият закон на Раул
Първият закон на Раул свързва налягането на наситените пари над разтвора с неговия състав; тя е формулирана по следния начин:
Парциалното налягане на наситените пари на даден компонент на разтвора е право пропорционално на неговата молна фракция в разтвора, като коефициентът на пропорционалност е равен на налягането на наситените пари над чистия компонент.
Вторият закон на Раул
Фактът, че налягането на парите над разтвора е различно от налягането на парите над чистия разтворител, значително влияе върху процесите на кристализация и кипене. От първия закон на Раул се извеждат две следствия относно намаляването на точката на замръзване и повишаването на точката на кипене на разтворите, които в тяхната комбинирана форма са известни като втория закон на Раул.
Криоскопия(от гръцки kryos - студен и scopeo - гледам) - измерване на намаляването на точката на замръзване на разтвор в сравнение с чист разтворител.
Правилото на Вант Хоф - За всеки 10 градуса повишаване на температурата константата на скоростта на хомогенна елементарна реакция се увеличава два до четири пъти
Твърдост на водата- набор от химични и физични свойства на водата, свързани със съдържанието на разтворени соли на алкалоземни метали, главно калций и магнезий.
Билет №6. ЕЛЕКТРОЛИТНИ РАЗТВОРИ,съдържат забележими концентрации на йони-катиони и аниони, образувани в резултат на електролитната дисоциация на молекулите на разтвореното вещество.
Силни електролити- химични съединения, чиито молекули в разредени разтвори са почти напълно дисоциирани на йони.
Слаби електролити- химични съединения, чиито молекули дори в силно разредени разтвори не са напълно дисоциирани на йони, които са в динамично равновесие с недисоциирани молекули.
Електролитна дисоциация- процесът на разлагане на електролит в йони, когато се разтваря в полярен разтворител или по време на топене.
Закон за разреждане на Оствалд- зависимост, изразяваща зависимостта на еквивалентната електрическа проводимост на разреден разтвор на бинарен слаб електролит от концентрацията на разтвора:
Група 4 P-елементи– въглерод, силиций, германий, калай и олово.
Билет №7. 1) Електролитна дисоциация- Това е разлагане на вещество на йони под въздействието на молекули на полярния разтворител.
pH = -lg.
Буферни разтвори– това са разтвори, когато се добавят киселини или алкали, към които тяхното pH се променя леко.
Форми на въглеродна киселина:
1) средни соли (карбонати),
2) кисели (хидрокарбонати).
Карбонатите и хидрокарбонатите са термично нестабилни:
CaCO3 = CaO + CO2^,
Ca(HCO3)2 = CaCO3v + CO2^ + H2O.
Натриевият карбонат (калцинирана сода) е един от основните продукти на химическата промишленост. Във воден разтвор се хидролизира според реакцията
Na2СО3 > 2Nа+ + СО3-2,
CO3-2 + H+ -OH- - HCO3- + OH-.
Натриев бикарбонат (сода бикарбонат) – широко използван в хранително-вкусовата промишленост. Благодарение на хидролизата разтворът има и алкална среда
NaHCO3 > Na+ + HCO3-,HCO3- + H-OH - H2CO3 + OH-.
Калцинираната сода и содата за хляб взаимодействат с киселини
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.
Билет №8. 1)_йонен обмен в разтвори:
Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 +H2O
2Na + CO3 + 2H + SO4 → 2Na + SO4 + CO2 + H2O
CO3 + 2H → CO2 + H2O
C отделяне на газ: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl
2) Химични свойства на азота.Азотът взаимодейства само с такива активни метали като литий, калций, магнезий при нагряване до относително ниски температури. Азотът реагира с повечето други елементи при високи температури и в присъствието на катализатори. Азотните съединения с кислорода N2O, NO, N2O3, NO2 и N2O5 са добре проучени.
Физични свойства на азота.Азотът е малко по-лек от въздуха; плътност 1,2506 kg/m3 (при 0°C и 101325 n/m2 или 760 mm Hg), точка на топене -209,86°C, точка на кипене -195,8°C. Азотът се втечнява трудно: критичната му температура е доста ниска (-147,1 ° C), а критичното му налягане е високо 3,39 Mn/m2 (34,6 kgf/cm2); Плътността на течния азот е 808 kg/m3. Азотът е по-малко разтворим във вода от кислорода: при 0°C 23,3 g азот се разтварят в 1 m3 H2O. Азотът е по-добре разтворим в някои въглеводороди, отколкото във вода.
Билет №9. Хидролиза (от гръцки hydro - вода, lysis - разлагане)означава разлагане на вещество с вода. Хидролизата на солта е обратима реакция на сол с вода, водеща до образуването на слаб електролит.
Водата, макар и в малка степен, дисоциира:
H 2 O H + + OH – .
Натриев хлорид H2O H+ + OH–,
Na+ + Cl– + H2O Na+ + Cl– + H+ + OH–,
NaCl + H2O (без реакция) Неутрално
Натриев карбонат + HOH + OH–,
2Na+ + + H2O + OH–,
Na2CO3 + H2O NaHCО3 + NaOH Алкална
Алуминиев хлорид Al3+ + HOH AlOH2+ + H+,
Al3+ + 3Cl– + H2O AlОH2+ + 2Cl– + H+ + Cl–,
AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl киселина
за студенти от направление 6070104 „Морски и речен транспорт”
специалности
„Експлоатация на корабно електрическо оборудване и оборудване за автоматизация“,
направления 6.050702 Специалност “Електромеханика”.
"Електрически системи и комплекси на превозни средства",
"Електромеханични системи за автоматизация и електрозадвижване"
редовна и задочна форма на обучение
Тираж_____ бр Подписано за публикуване_____________.
Заповед №________. Обем 1.08 p.l.
Издателство „Керченски държавен морски технологичен университет“
98309 Керч, Орджоникидзе, 82.
Правилото на Вант Хоф. Уравнение на Арениус.
Според основното правило на van't Hoff, формулирано около 1880 г., скоростта на повечето реакции се увеличава 2-4 пъти с повишаване на температурата с 10 градуса, ако реакцията се извършва при температура, близка до стайната. Например полуживотът на газообразен азотен оксид (V) при 35°C е около 85 минути, при 45°C е около 22 минути. и при 55°C - около 8 минути.
Вече знаем, че при всяка постоянна температура скоростта на реакцията се описва с емпирично кинетично уравнение, което в повечето случаи (с изключение на реакции с много сложен механизъм) е произведение на константата на скоростта и концентрацията на реагентите в степени, равни на реда на реакцията. Концентрациите на реагентите са практически независими от температурата, а поръчките, както показва опитът, също са независими. Следователно константите на скоростта са отговорни за рязката зависимост на скоростта на реакцията от температурата. Обикновено се характеризира зависимостта на константата на скоростта от температурата температурен коефициент на скорост на реакцията, което е съотношението на константите на скоростта при температури, различаващи се с 10 градуса
и което според правилото на Вант Хоф е приблизително 2-4.
Нека се опитаме да обясним наблюдаваните високи стойности на температурните коефициенти на скоростта на реакцията, като използваме примера за хомогенна реакция в газовата фаза от гледна точка на молекулярно-кинетичната теория на газовете. За да могат молекулите на взаимодействащите газове да реагират помежду си, е необходим техният сблъсък, при който едни връзки се разкъсват и се образуват други, в резултат на което се появява нова молекула - молекулата на реакционния продукт. Следователно скоростта на реакцията зависи от броя на сблъсъците на молекулите на реагентите и броя на сблъсъците, по-специално, от скоростта на хаотичното топлинно движение на молекулите. Скоростта на молекулите и съответно броят на сблъсъците се увеличават с температурата. Въпреки това, само увеличаването на скоростта на молекулите не обяснява толкова бързо нарастване на скоростта на реакцията с температурата. В действителност, според молекулярно-кинетичната теория на газовете, средната скорост на молекулите е пропорционална на корен квадратен от абсолютната температура, т.е., когато температурата на системата се повиши с 10 градуса, да речем, от 300 до 310 K, средната скоростта на молекулите ще се увеличи само с 310/300 = 1,02 пъти - много по-малко, отколкото се изисква от правилото на Вант Хоф.
По този начин само увеличаването на броя на сблъсъците не може да обясни температурната зависимост на константите на скоростта на реакцията. Очевидно тук действа и друг важен фактор. За да го разкрием, нека се обърнем към по-подробен анализ на поведението на голям брой частици при различни температури. Досега говорихме за средната скорост на топлинно движение на молекулите и нейното изменение с температурата, но ако броят на частиците в системата е голям, то според законите на статистиката отделните частици могат да имат скорост и съответно кинетична енергия, която се отклонява в по-голяма или по-малка степен от средната стойност за дадена температура. Тази ситуация е изобразена на фиг. (3.2), което
показва как са разпределени частите -
3.2. Разпределение на частиците по кинетична енергия при различни температури:
2-T 2; 3-T 3; Ти cy чрез кинетична енергия при определена температура. Да разгледаме например крива 1, съответстваща на температурата Ti. Общият брой на частиците в системата (нека го обозначим с N 0) е равен на площта под кривата. Максималният брой частици, равен на Ni, има най-вероятната кинетична енергия E 1 за дадена температура. Частиците, чийто брой е равен на площта под кривата вдясно от вертикалата E 1, ще имат по-висока енергия, а площта вляво от вертикалата съответства на частици с енергия, по-малка от E Колкото повече кинетичната енергия се различава от средната, толкова по-малко частици я притежават. Нека изберем например някаква енергия E a, по-голяма от E 1). При температура Ti броят на частиците, чиято енергия надвишава стойността на E a, е само малка част от общия брой частици - това е почернената зона под крива 1 вдясно от вертикалата E a. Въпреки това, при по-висока температура T 2, повече частици вече имат енергия, надвишаваща E a (крива 2), а с по-нататъшно повишаване на температурата до T 3 (крива 3), енергията E a се оказва близка до средната , и такъв запас от кинетична енергия вече ще имат около половината от всички молекули. Скоростта на реакцията се определя не от общия брой сблъсъци на молекули за единица време, а от тази част от нея, в която участват молекули, чиято кинетична енергия надвишава определена граница E a, наречена енергия на активиране на реакцията. Шведският учен С. Арениус установява, че увеличаването на скоростта на повечето реакции с повишаване на температурата става нелинейно (за разлика от правилото на Вант Хоф). Арениус установи, че в повечето случаи константата на скоростта на реакцията се подчинява на уравнението LgK=lgA - , (3.14) който беше кръстен Уравнения на Арениус. E a - енергия на активиране (виж по-долу) R е моларната газова константа, равна на 8,314 J/molK, T - абсолютна температура А е постоянна или много слабо зависима от температурата стойност. Нарича се честотен фактор, защото е свързан с честотата на молекулярните сблъсъци и вероятността да се случи сблъсък, когато молекулите са ориентирани по начин, благоприятен за реакцията. Както може да се види от (3.14), с увеличаване на енергията на активиране E a константата на скоростта ДО
намалява. Следователно скоростта на реакцията намалява с увеличаване на нейната енергийна бариера (виж по-долу).