Ovisnost brzine kemijske reakcije o temperaturi. van't Hoffovo pravilo
Ovisnost brzine kemijske reakcije o temperaturi određena je Van't Hoffovim pravilom.
Nizozemski kemičar Van't Hoff Jacob Hendrick, utemeljitelj stereokemije, postao je prvi dobitnik Nobelove nagrade za kemiju 1901. godine. Dodijeljena mu je za otkriće zakona kemijske dinamike i osmotskog tlaka. Van't Hoff je uveo ideje o prostornoj strukturi kemijskih tvari. Bio je uvjeren da se napredak u temeljnim i primijenjenim istraživanjima u kemiji može postići korištenjem fizikalnih i matematičkih metoda. Razvivši teoriju brzina reakcija, stvorio je kemijsku kinetiku.
Brzina kemijske reakcije
Dakle, kinetika kemijskih reakcija je proučavanje brzine odvijanja, koje se kemijske interakcije događaju tijekom procesa reakcije i ovisnosti reakcija o različitim čimbenicima. Različite reakcije imaju različite stope pojavljivanja.
Brzina kemijske reakcije izravno ovisi o prirodi kemikalija koje ulaze u reakciju. Neke tvari, poput NaOH i HCl, mogu reagirati u djeliću sekunde. A neke kemijske reakcije traju godinama. Primjer takve reakcije je hrđanje željeza.
Brzina reakcije također ovisi o koncentraciji reaktanata. Što je veća koncentracija reagensa, veća je brzina reakcije. Tijekom reakcije koncentracija reagensa se smanjuje, stoga se brzina reakcije usporava. To jest, u početnom trenutku brzina je uvijek veća nego u bilo kojem sljedećem trenutku.
V = (C kraj – od početka)/(t kraj – t početak)
Koncentracije reagensa određuju se u određenim vremenskim intervalima.
Van't Hoffovo pravilo
Važan čimbenik o kojem ovisi brzina reakcija je temperatura.
Sve se molekule sudaraju s drugima. Broj udaraca u sekundi je vrlo visok. No, ipak, kemijske reakcije ne odvijaju se velikom brzinom. To se događa jer se tijekom reakcije molekule moraju okupiti u aktivirani kompleks. A mogu ga formirati samo aktivne molekule čija je kinetička energija dovoljna za to. S malim brojem aktivnih molekula, reakcija se odvija sporo. S porastom temperature povećava se i broj aktivnih molekula. Shodno tome, brzina reakcije će biti veća.
Van't Hoff je vjerovao da je brzina kemijske reakcije prirodna promjena u koncentraciji reagirajućih tvari po jedinici vremena. Ali nije uvijek ujednačeno.
To kaže Van't Hoffovo pravilo sa svakim povećanjem temperature od 10°, brzina kemijske reakcije se povećava za 2-4 puta .
Matematički, van't Hoffovo pravilo izgleda ovako:
Gdje V 2 t 2, A V 1 – brzina reakcije pri temperaturi t 1;
ɣ - temperaturni koeficijent brzine reakcije. Ovaj koeficijent je omjer konstanti brzine pri temperaturi t+10 I t.
Dakle, ako ɣ = 3, a pri 0 o C reakcija traje 10 minuta, zatim će pri 100 o C trajati samo 0,01 sekundu. Nagli porast brzine kemijske reakcije objašnjava se povećanjem broja aktivnih molekula s porastom temperature.
Van't Hoffovo pravilo primjenjivo je samo u temperaturnom području od 10-400 o C. Reakcije u kojima sudjeluju velike molekule ne poštuju Van't Hoffovo pravilo.
Zakon o djelovanju masa uspostavlja odnos između masa reagirajućih tvari u kemijskim reakcijama u ravnoteži. Zakon masovnog djelovanja formuliran je 1864.-1867. K. Guldberg i P. Waage. Prema tom zakonu, brzina kojom tvari međusobno reagiraju ovisi o njihovoj koncentraciji. Zakon djelovanja mase koristi se u raznim proračunima kemijskih procesa. Omogućuje rješavanje pitanja u kojem smjeru je moguć spontani tijek reakcije koja se razmatra pri danom omjeru koncentracija tvari koje reagiraju, koji se prinos željenog proizvoda može dobiti.
Pitanje 18. Van't Hoffovo pravilo.
Van't Hoffovo pravilo je empirijsko pravilo koje omogućuje, kao prvu aproksimaciju, procjenu učinka temperature na brzinu kemijske reakcije u malom temperaturnom rasponu (obično od 0 °C do 100 °C). Van't Hoff je na temelju mnogih eksperimenata formulirao sljedeće pravilo: sa svakim povećanjem temperature od 10 stupnjeva, konstanta brzine homogene elementarne reakcije povećava se dva do četiri puta. Jednadžba koja opisuje ovo pravilo je:
V = V0 * Y(T2 − T1) / 10
gdje je V brzina reakcije na danoj temperaturi (T2), V0 je brzina reakcije na temperaturi T1, Y je temperaturni koeficijent reakcije (ako je jednak 2, na primjer, tada će se brzina reakcije povećati za 2 vremena kada se temperatura poveća za 10 stupnjeva).
Treba imati na umu da Van't Hoffovo pravilo ima ograničen opseg primjenjivosti. Mnoge reakcije ga ne poštuju, na primjer, reakcije koje se odvijaju na visokim temperaturama, vrlo brze i vrlo spore reakcije. Van't Hoffovo pravilo također se ne odnosi na reakcije koje uključuju glomazne molekule, kao što su proteini u biološkim sustavima. Ovisnost brzine reakcije o temperaturi točnije je opisana Arrheniusovom jednadžbom.
V = V0 * Y(T2 − T1) / 10
Pitanje 19. Energija aktivacije.
Energija aktivacije u kemiji i biologiji, minimalna količina energije koja se mora dostaviti sustavu (u kemiji izražena u džulima po molu) da bi došlo do reakcije. Pojam je uveo Svante August Arrhenius 1889. Tipična oznaka za reakcijsku energiju je Ea.
Aktivacijska energija u fizici je minimalna količina energije koju elektroni donorske primjese moraju primiti da bi ušli u vodljivi pojas.
U kemijskom modelu poznatom kao Teorija aktivnih sudara (TAC), postoje tri uvjeta potrebna da bi došlo do reakcije:
Molekule se moraju sudarati. To je važan uvjet, ali nije dovoljan, jer sudar ne mora nužno izazvati reakciju.
Molekule moraju imati potrebnu energiju (energiju aktivacije). Tijekom kemijske reakcije, molekule koje međusobno djeluju moraju proći kroz međustanje, koje može imati više energije. To jest, molekule moraju prevladati energetsku barijeru; ako se to ne dogodi, reakcija neće započeti.
Molekule moraju biti pravilno orijentirane jedna u odnosu na drugu.
Na niskim (za određenu reakciju) temperaturama većina molekula ima energiju manju od energije aktivacije i ne mogu prevladati energetsku barijeru. Međutim, u tvari će uvijek postojati pojedinačne molekule čija je energija znatno viša od prosjeka. Čak i pri niskim temperaturama, većina reakcija nastavlja se događati. Povećanje temperature omogućuje povećanje udjela molekula s dovoljno energije za prevladavanje energetske barijere. Time se povećava brzina reakcije.
Matematički opis
Arrheniusova jednadžba uspostavlja odnos između aktivacijske energije i brzine reakcije:
k je konstanta brzine reakcije, A je faktor frekvencije reakcije, R je univerzalna plinska konstanta, T je temperatura u kelvinima.
Kako temperatura raste, povećava se vjerojatnost prevladavanja energetske barijere. Općenito pravilo: povećanje temperature od 10 K udvostručuje brzinu reakcije
Prijelazno stanje
Odnos između aktivacijske energije (Ea) i entalpije (entropije) reakcije (ΔH) u prisutnosti i odsutnosti katalizatora. Najviša točka energije predstavlja energetsku barijeru. U prisutnosti katalizatora, potrebno je manje energije za početak reakcije.
Prijelazno stanje je stanje sustava u kojem su razaranje i stvaranje veze uravnoteženi. Sustav je kratko vrijeme (10-15 s) u prijelaznom stanju. Energija koja se mora potrošiti da se sustav dovede u prijelazno stanje naziva se aktivacijska energija. U višestupanjskim reakcijama koje uključuju nekoliko prijelaznih stanja, aktivacijska energija odgovara najvećoj vrijednosti energije. Nakon prevladavanja prijelaznog stanja, molekule se ponovno raspršuju uz razaranje starih veza i stvaranje novih ili uz transformaciju izvornih veza. Obje opcije su moguće, jer se događaju s oslobađanjem energije (to je jasno vidljivo na slici, jer su oba položaja energetski niža od energije aktivacije). Postoje tvari koje mogu smanjiti aktivacijsku energiju za određenu reakciju. Takve tvari nazivaju se katalizatori. Biolozi takve tvari nazivaju enzimima. Zanimljivo je da katalizatori tako ubrzavaju reakciju, a da sami u njoj ne sudjeluju.
za studente smjera 6070104 “Pomorski i riječni promet”
specijaliteti
“Upravljanje brodskom električnom opremom i opremom za automatizaciju”,
smjerovi 6.050702 “Elektromehanika” specijalnost
"Električni sustavi i kompleksi vozila",
"Elektromehanički sustavi automatizacije i električni pogon"
redoviti i izvanredni oblici obrazovanja
Naklada_____ primjeraka Potpisano za objavu_____________.
Narudžba br.________. Volumen 1,08 p.l.
Izdavačka kuća “Kerch State Marine Technological University”
98309 Kerch, Ordzhonikidze, 82.
Van't Hoffovo pravilo. Arrheniusova jednadžba.
Prema van't Hoffovom pravilu, formuliranom oko 1880. godine, brzina većine reakcija povećava se 2-4 puta s povećanjem temperature od 10 stupnjeva ako se reakcija provodi na temperaturi blizu sobne. Na primjer, vrijeme poluraspada plinovitog dušikovog oksida (V) na 35°C je oko 85 minuta, na 45°C oko 22 minute. a na 55°C - oko 8 minuta.
Već znamo da je pri bilo kojoj konstantnoj temperaturi brzina reakcije opisana empirijskom kinetičkom jednadžbom, koja je u većini slučajeva (osim za reakcije s vrlo složenim mehanizmom) umnožak konstante brzine i koncentracije reaktanata u potencijama jednakim redoslijed reakcije. Koncentracije reagensa su praktički neovisne o temperaturi, a nalozi su, kako iskustvo pokazuje, također neovisni. Posljedično, konstante brzine odgovorne su za oštru ovisnost brzine reakcije o temperaturi. Obično se karakterizira ovisnost konstante brzine o temperaturi temperaturni koeficijent brzine reakcije, što je omjer konstanti brzine pri temperaturama koje se razlikuju za 10 stupnjeva
a koji je prema Van't Hoffovom pravilu približno 2-4.
Pokušajmo objasniti opažene visoke vrijednosti temperaturnih koeficijenata brzina reakcije na primjeru homogene reakcije u plinskoj fazi sa stajališta molekularne kinetičke teorije plinova. Da bi molekule plinova u interakciji međusobno reagirale, nužan je njihov sraz, pri čemu se neke veze prekidaju, a druge stvaraju, uslijed čega nastaje nova molekula - molekula produkta reakcije. Posljedično, brzina reakcije ovisi o broju sudara molekula reaktanata, a broj sudara, posebice, o brzini kaotičnog toplinskog gibanja molekula. Brzina molekula, a time i broj sudara raste s temperaturom. Međutim, samo povećanje brzine molekula ne objašnjava tako brzo povećanje brzine reakcije s temperaturom. Doista, prema molekularno kinetičkoj teoriji plinova, prosječna brzina molekula proporcionalna je kvadratnom korijenu apsolutne temperature, tj. kada se temperatura sustava poveća za 10 stupnjeva, recimo, od 300 do 310 K, prosječna brzina brzina molekula će se povećati samo za 310/300 = 1,02 puta - mnogo manje nego što zahtijeva Van't Hoffovo pravilo.
Stoga samo povećanje broja sudara ne može objasniti temperaturnu ovisnost konstanti brzine reakcije. Očito, ovdje je na djelu još jedan važan faktor. Da bismo to otkrili, okrenimo se detaljnijoj analizi ponašanja velikog broja čestica na različitim temperaturama. Do sada smo govorili o prosječnoj brzini toplinskog kretanja molekula i njenoj promjeni s temperaturom, ali ako je broj čestica u sustavu velik, tada prema zakonima statistike pojedinačne čestice mogu imati brzinu i, sukladno tome, kinetička energija koja u većoj ili manjoj mjeri odstupa od prosječne vrijednosti za određenu temperaturu. Ova situacija je prikazana na sl. (3.2), koji
pokazuje kako su dijelovi raspoređeni -
3.2. Raspodjela čestica po kinetičkoj energiji pri različitim temperaturama:
2-T 2; 3-T 3; Ti cy kinetičkom energijom na određenoj temperaturi. Razmotrimo, na primjer, krivulju 1, koja odgovara temperaturi Ti. Ukupan broj čestica u sustavu (označimo ga N 0) jednak je površini ispod krivulje. Najveći broj čestica, jednak Ni, ima najvjerojatnije kinetičku energiju E 1 za danu temperaturu. Čestice čiji je broj jednak površini ispod krivulje desno od vertikale E 1 imat će veću energiju, a površina lijevo od vertikale odgovara česticama s energijom manjom od E Što se kinetička energija više razlikuje od prosjeka, to je manje čestica ima. Izaberimo npr. neku energiju E a, veću od E 1). Na temperaturi Ti broj čestica čija energija prelazi vrijednost E a samo je mali dio ukupnog broja čestica - to je zacrnjeno područje ispod krivulje 1 desno od okomice E a. Međutim, pri višoj temperaturi T 2, više čestica već ima energiju veću od E a (krivulja 2), a s daljnjim povećanjem temperature na T 3 (krivulja 3), energija E a ispada blizu prosjeka , a takvu rezervu kinetičke energije već će imati oko polovica svih molekula. Brzina reakcije nije određena ukupnim brojem sudara molekula u jedinici vremena, već onim njezinim dijelom u kojem sudjeluju molekule čija kinetička energija prelazi određenu granicu E a, koja se naziva energija aktivacije reakcije. To postaje sasvim razumljivo ako se sjetimo da je za uspješno odvijanje elementarnog čina reakcije potrebno da se tijekom sudara pokidaju stare veze i stvore uvjeti za stvaranje novih. Naravno, to zahtijeva utrošak energije - čestice koje se sudaraju moraju imati dovoljnu zalihu. Švedski znanstvenik S. Arrhenius otkrio je da se povećanje brzine većine reakcija s porastom temperature događa nelinearno (za razliku od Van't Hoffovog pravila). Arrhenius je otkrio da se u većini slučajeva konstanta brzine reakcije pokorava jednadžbi LgK=lgA - , (3.14) koja je dobila ime Arrheniusove jednadžbe. E a - energija aktivacije (vidi dolje) R je molarna plinska konstanta jednaka 8,314 J/mol K, T - apsolutna temperatura A je konstantna ili vrlo malo ovisna vrijednost o temperaturi. Zove se faktor frekvencije jer je povezan s učestalošću molekularnih sudara i vjerojatnošću da do sudara dođe kada su molekule usmjerene na način koji je povoljan za reakciju. Kao što se vidi iz (3.14), s povećanjem aktivacijske energije E a konstanta brzine DO
smanjuje se. Posljedično, brzina reakcije opada kako se njezina energetska barijera povećava (vidi dolje). Ulaznica #2 1) GLAVNE KLASE ANORGANSKIH SPOJEVA: Baze, oksidi, kiseline, soli. 2) Be – berilij. Kemijska svojstva: berilij je relativno malo reaktivan na sobnoj temperaturi. U svom kompaktnom obliku ne reagira s vodom i parom čak ni na temperaturama crvenila i ne oksidira se zrakom do 600 °C. Kada se zapali, berilijev prah gori jakim plamenom, stvarajući oksid i nitrid. Halogeni reagiraju s berilijem na temperaturama iznad 600 °C, a halkogeni zahtijevaju još više temperature. Fizička svojstva: Berilij je relativno tvrd, ali krt srebrnobijeli metal. Ima visok modul elastičnosti - 300 GPa (za čelike - 200-210 GPa). Na zraku je aktivno prekriven postojanim oksidnim filmom Magnezij (Mg). Fizička svojstva: Magnezij je srebrnobijeli metal s heksagonalnom rešetkom, prostorna skupina P 63/mmc, parametri rešetke a = 0,32029 nm, c = 0,52000 nm, Z = 2. U normalnim uvjetima površina magnezija prekrivena je izdržljivim zaštitnim filmom magnezijevog oksida MgO , koji se uništava zagrijavanjem na zraku do približno 600 °C, nakon čega metal gori zasljepljujući bijelim plamenom stvarajući magnezijev oksid i nitrid Mg3N2. Kemijska svojstva: Mješavina magnezija u prahu s kalijevim permanganatom KMnO4 - eksploziv Vrući magnezij reagira s vodom: Mg (razgr.) + H2O = MgO + H2; Alkalije ne utječu na magnezij; on se lako otapa u kiselinama, oslobađajući vodik: Mg + 2HCl = MgCl2 + H2; Kada se zagrijava na zraku, magnezij izgara i stvara oksid; mala količina nitrida također može nastati s dušikom: 2Mg + O2 = 2MgO; 3Mg + N2 = Mg3N2 Ulaznica br. 3. Topljivost- sposobnost tvari da s drugim tvarima tvori homogene sustave - otopine u kojima se tvar nalazi u obliku pojedinačnih atoma, iona, molekula ili čestica. Zasićena otopina- otopina u kojoj je otopljena tvar u danim uvjetima dosegla najveću koncentraciju i više se ne otapa. Talog ove tvari je u ravnoteži s tvari u otopini. Nezasićena otopina- otopina u kojoj je koncentracija otopljene tvari manja nego u zasićenoj otopini i u kojoj se u danim uvjetima može otopiti nešto više. Prezasićene otopine- otopine koje karakterizira činjenica da je sadržaj otopljene tvari u njima veći od onog koji odgovara njenoj normalnoj topljivosti u danim uvjetima. Henryjev zakon- zakon prema kojem je pri stalnoj temperaturi topljivost plina u određenoj tekućini izravno proporcionalna tlaku tog plina iznad otopine. Zakon je prikladan samo za idealna rješenja i niske tlakove. Henryjev zakon se obično piše na sljedeći način: Gdje je p parcijalni tlak plina iznad otopine, c je koncentracija plina u otopini u frakcijama mola, k - Henryjev koeficijent. Izvlačenje(od kasnolat. extractio - ekstrakcija), ekstrakcija, postupak odvajanja smjese tekućih ili krutih tvari pomoću selektivnih otapala (ekstraktanata). Ulaznica br. 4. 1)Maseni udio Ovo je omjer mase otopljene tvari i ukupne mase otopine. Za binarno rješenje ω(x) = m(x) / (m(x) + m(s)) = m(x) / m gdje je ω(x) maseni udio otopljene tvari X m(x) - masa otopljene tvari X, g; m(s) - masa otapala S, g; m = m(x) + m(s) - masa otopine, g. 2)Aluminij- element glavne podskupine treće skupine trećeg perioda periodnog sustava kemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva, s atomskim brojem 13. Nalaz u prirodi: Prirodni aluminij gotovo se u potpunosti sastoji od jednog stabilnog izotopa, 27Al, s tragovima 26Al, radioaktivnog izotopa s vremenom poluraspada od 720 000 godina proizvedenog u atmosferi kada su jezgre argona bombardirane protonima kozmičkih zraka. Priznanica: Sastoji se od otapanja aluminijevog oksida Al2O3 u rastaljenom kriolitu Na3AlF6, nakon čega slijedi elektroliza pomoću potrošnih koksnih ili grafitnih elektroda. Ovakav način proizvodnje zahtijeva mnogo električne energije, pa je postao popularan tek u 20. stoljeću. Aluminotermija- metoda za dobivanje metala, nemetala (kao i legura) redukcijom njihovih oksida metalnim aluminijem. Ulaznica br. 5. OTOPINE NEELEKTROLITA, binarna ili višekomponentna mol. sustavi, čiji se sastav može kontinuirano mijenjati (barem u određenim granicama). Za razliku od otopina elektrolita, otopine neelektrolita (mol. otopine) ne sadrže nabijene čestice u vidljivijim koncentracijama. otopine neelektrolita mogu biti čvrste, tekuće i plinovite. Raoultov prvi zakon Raoultov prvi zakon povezuje tlak zasićene pare iznad otopine s njezinim sastavom; formulira se na sljedeći način: Parcijalni tlak zasićene pare komponente otopine izravno je proporcionalan njenom molnom udjelu u otopini, pri čemu je koeficijent proporcionalnosti jednak tlaku zasićene pare iznad čiste komponente. Raoultov drugi zakon Činjenica da je tlak pare iznad otopine različit od tlaka pare iznad čistog otapala značajno utječe na procese kristalizacije i vrenja. Iz Raoultovog prvog zakona izvedene su dvije posljedice u pogledu smanjenja ledišta i povećanja vrelišta otopina, koje su u svom kombiniranom obliku poznate kao Raoultov drugi zakon. Krioskopija(od grčkog kryos - hladno i scopeo - gledam) - mjerenje smanjenja ledišta otopine u usporedbi s čistim otapalom. Van't Hoffovo pravilo - Za svakih 10 stupnjeva povećanja temperature, konstanta brzine homogene elementarne reakcije povećava se dva do četiri puta Tvrdoća vode- skup kemijskih i fizikalnih svojstava vode povezanih sa sadržajem otopljenih soli zemnoalkalijskih metala, uglavnom kalcija i magnezija. Ulaznica br. 6. OTOPINE ELEKTROLITA, sadrže zamjetne koncentracije iona-kationa i aniona nastalih kao rezultat elektrolitičke disocijacije molekula otopljene tvari. Jaki elektroliti- kemijski spojevi čije su molekule u razrijeđenim otopinama gotovo potpuno disocirane na ione. Slabi elektroliti- kemijski spojevi, čije molekule, čak ni u visoko razrijeđenim otopinama, nisu potpuno disocirane na ione koji su u dinamičkoj ravnoteži s nedisociranim molekulama. Elektrolitička disocijacija- proces razgradnje elektrolita na ione kada se otopi u polarnom otapalu ili tijekom taljenja. Ostwaldov zakon razrjeđenja- odnos koji izražava ovisnost ekvivalentne električne vodljivosti razrijeđene otopine binarnog slabog elektrolita o koncentraciji otopine: Grupa 4 P-elementi– ugljik, silicij, germanij, kositar i olovo. Ulaznica br. 7. 1) Elektrolitička disocijacija- Ovo je razgradnja tvari na ione pod utjecajem molekula polarnog otapala. pH = -lg. Puferske otopine– to su otopine kada se dodaju kiseline ili lužine kojima se blago mijenja pH. Oblici ugljične kiseline: 1) srednje soli (karbonati), 2) kiseli (hidrokarbonati). Karbonati i hidrokarbonati su termički nestabilni: CaCO3 = CaO + CO2^, Ca(HCO3)2 = CaCO3v + CO2^ + H2O. Natrijev karbonat (soda pepeo) jedan je od glavnih proizvoda kemijske industrije. U vodenoj otopini hidrolizira u skladu s reakcijom Na2SO3 > 2Na+ + SO3-2, CO3-2 + H+ -OH- - HCO3- + OH-. Natrijev bikarbonat (soda bikarbona) – široko se koristi u prehrambenoj industriji. Zbog hidrolize, otopina također ima alkalni okoliš NaHCO3 > Na+ + HCO3-,HCO3- + H-OH - H2CO3 + OH-. Soda pepeo i soda bikarbona u interakciji su s kiselinama Na2SO3 + 2NCl - 2NaSl + SO2^ + N2O, 2Na+ + SO3-2 + 2N+ + 2Sl- - 2Na+ + 2Sl- + SO2^ + N2O, CO3-2 + 2H+ - CO2^ + H20; NaHCO3 + CH3COON - CH3COONa + CO2^ + H2O, Na+ + HCO3- + CH3COOH - CH3COO- + Na+ + CO2^ + H2O, HCO3- + CH3COOH - CH3COO- + CO2^ + H2O. Ulaznica br. 8. 1)_ionska izmjena u otopinama: Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 +H2O 2Na + CO3 + 2H + SO4 → 2Na + SO4 + CO2 + H2O CO3 + 2H → CO2 + H2O Osvajanje plina C: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl 2) Kemijska svojstva dušika. Dušik stupa u interakciju samo s takvim aktivnim metalima kao što su litij, kalcij, magnezij kada se zagrijava na relativno niske temperature. Dušik reagira s većinom drugih elemenata na visokim temperaturama iu prisutnosti katalizatora. Spojevi dušika s kisikom N2O, NO, N2O3, NO2 i N2O5 dobro su proučeni. Fizikalna svojstva dušika. Dušik je nešto lakši od zraka; gustoća 1,2506 kg/m3 (pri 0°C i 101325 n/m2 ili 760 mm Hg), talište -209,86°C, vrelište -195,8°C. Dušik se teško ukapljuje: kritična temperatura mu je prilično niska (-147,1 °C), a kritični tlak visok 3,39 Mn/m2 (34,6 kgf/cm2); Gustoća tekućeg dušika je 808 kg/m3. Dušik je slabije topljiv u vodi od kisika: pri 0°C 23,3 g dušika otapa se u 1 m3 H2O. Dušik je topiv u nekim ugljikovodicima bolje nego u vodi. Ulaznica br. 9. Hidroliza (od grčkog hidro - voda, liza - razgradnja) znači razgradnju tvari vodom. Hidroliza soli je reverzibilna reakcija soli s vodom, koja dovodi do stvaranja slabog elektrolita. Voda, iako u maloj mjeri, disocira: H 2 O H + + OH – . Natrijev klorid H2O H+ + OH–, Na+ + Cl– + H2O Na+ + Cl– + H+ + OH–, NaCl + H2O (bez reakcije) Neutralno Natrijev karbonat + HOH + OH–, 2Na+ + + H2O + OH–, Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH Alkalna Aluminijev klorid Al3+ + HOH AlOH2+ + H+, Al3+ + 3Cl– + H2O AlOH2+ + 2Cl– + H+ + Cl–, AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl Kiselina Učinak temperature na broj molekularnih sudara može se prikazati pomoću modela. U prvoj aproksimaciji, učinak temperature na brzinu reakcija određen je Van't Hoffovim pravilom (formulirao ga je J. H. Van't Hoff na temelju eksperimentalnog proučavanja mnogih reakcija): gdje je g temperaturni koeficijent, uzimajući vrijednosti od 2 do 4. Objašnjenje ovisnosti brzine reakcije o temperaturi dao je S. Arrhenius. Ne dovodi svaki sudar molekula reaktanata do reakcije, već samo najjači sudari.
Samo molekule s viškom kinetičke energije sposobne su za kemijske reakcije. S. Arrhenius izračunao je udio aktivnih (tj. koji dovode do reakcije) sudara čestica koje reagiraju a, ovisno o temperaturi: - a = exp(-E/RT). i iznio Arrheniusova jednadžba za konstantu brzine reakcije: gdje k o i E d ovise o prirodi reagensa. E je energija koja se mora dati molekulama da bi mogle međusobno djelovati, tzv energija aktivacije.
k = k o e -E/RT
