Υπολογισμοί του ρυθμού αντίδρασης με χρήση του συντελεστή θερμοκρασίας του ρυθμού αντίδρασης. Εξάρτηση από τη θερμοκρασία της σταθεράς ταχύτητας αντίδρασης

Πρόβλημα 336.
Στους 150°C, κάποια αντίδραση ολοκληρώνεται σε 16 λεπτά. Λαμβάνοντας τον συντελεστή θερμοκρασίας του ρυθμού αντίδρασης ίσο με 2,5, υπολογίστε πόσο καιρό θα τελειώσει αυτή η αντίδραση εάν εκτελεστεί: α) στους 20 0 °С; β) στους 80°C.
Λύση:
Σύμφωνα με τον κανόνα van't Hoff, η εξάρτηση της ταχύτητας από τη θερμοκρασία εκφράζεται με την εξίσωση:

v t και k t - η σταθερά ταχύτητας και ταχύτητας της αντίδρασης σε θερμοκρασία t°C. v (t + 10) και k (t + 10) οι ίδιες τιμές σε θερμοκρασία (t + 10 0 C). - ο συντελεστής θερμοκρασίας του ρυθμού αντίδρασης, η τιμή του οποίου για τις περισσότερες αντιδράσεις κυμαίνεται από 2 - 4.

α) Λαμβάνοντας υπόψη ότι η ταχύτητα χημική αντίδρασησε μια δεδομένη θερμοκρασία είναι αντιστρόφως ανάλογη με τη διάρκεια της ροής της, αντικαθιστούμε τα δεδομένα που δίνονται στην συνθήκη του προβλήματος σε έναν τύπο που εκφράζει ποσοτικά τον κανόνα van't Hoff, παίρνουμε:

β) Εφόσον αυτή η αντίδραση προχωρά με μείωση της θερμοκρασίας, τότε σε μια δεδομένη θερμοκρασία ο ρυθμός αυτής της αντίδρασης είναι ευθέως ανάλογος με τη διάρκεια της πορείας της, αντικαθιστούμε τα δεδομένα που δίνονται στην συνθήκη του προβλήματος με έναν τύπο που εκφράζει ποσοτικά το Κανόνας van't Hoff, παίρνουμε:

Απάντηση: α) σε 200 0 С t2 = 9,8 s; β) στους 80 0 С t3 = 162 h 1 min 16 s.

Πρόβλημα 337.
Θα αλλάξει η τιμή της σταθεράς ταχύτητας αντίδρασης: α) κατά την αντικατάσταση ενός καταλύτη με έναν άλλο; β) όταν αλλάζουν οι συγκεντρώσεις των αντιδρώντων;
Λύση:
Η σταθερά του ρυθμού αντίδρασης είναι μια τιμή που εξαρτάται από τη φύση των αντιδρώντων, τη θερμοκρασία και την παρουσία καταλυτών και δεν εξαρτάται από τη συγκέντρωση των αντιδρώντων. Μπορεί να είναι ίσος με τον ρυθμό αντίδρασης στην περίπτωση που οι συγκεντρώσεις των αντιδρώντων είναι ίσες με μονάδα (1 mol/l).

α) Όταν ένας καταλύτης αντικατασταθεί από έναν άλλο, ο ρυθμός μιας δεδομένης χημικής αντίδρασης θα αλλάξει ή θα αυξηθεί. Εάν χρησιμοποιηθεί ένας καταλύτης, ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης θα αυξηθεί και, κατά συνέπεια, θα αυξηθεί και η τιμή της σταθεράς ταχύτητας αντίδρασης. Μια αλλαγή στην τιμή της σταθεράς ταχύτητας αντίδρασης θα συμβεί επίσης όταν ένας καταλύτης αντικατασταθεί από έναν άλλο, γεγονός που θα αυξήσει ή θα μειώσει τον ρυθμό αυτής της αντίδρασης σε σχέση με τον αρχικό καταλύτη.

β) Όταν αλλάξει η συγκέντρωση των αντιδρώντων, οι τιμές του ρυθμού αντίδρασης θα αλλάξουν και η τιμή της σταθεράς ταχύτητας αντίδρασης δεν θα αλλάξει.

Πρόβλημα 338.
Η θερμική επίδραση μιας αντίδρασης εξαρτάται από την ενέργεια ενεργοποίησής της; Να αιτιολογήσετε την απάντηση.
Λύση:
Η θερμική επίδραση της αντίδρασης εξαρτάται μόνο από την αρχική και τελική κατάσταση του συστήματος και δεν εξαρτάται από τα ενδιάμεσα στάδια της διαδικασίας. Η ενέργεια ενεργοποίησης είναι η περίσσεια ενέργειας που πρέπει να έχουν τα μόρια των ουσιών προκειμένου η σύγκρουσή τους να οδηγήσει στο σχηματισμό μιας νέας ουσίας. Η ενέργεια ενεργοποίησης μπορεί να αλλάξει ανεβάζοντας ή μειώνοντας τη θερμοκρασία, κατεβάζοντας ή αυξάνοντάς την αντίστοιχα. Οι καταλύτες μειώνουν την ενέργεια ενεργοποίησης, ενώ οι αναστολείς τη μειώνουν.

Έτσι, μια αλλαγή στην ενέργεια ενεργοποίησης οδηγεί σε αλλαγή στον ρυθμό αντίδρασης, αλλά όχι σε αλλαγή στη θερμότητα της αντίδρασης. Η θερμική επίδραση μιας αντίδρασης είναι μια σταθερή τιμή και δεν εξαρτάται από μια αλλαγή στην ενέργεια ενεργοποίησης για μια δεδομένη αντίδραση. Για παράδειγμα, η αντίδραση για το σχηματισμό αμμωνίας από άζωτο και υδρογόνο είναι:

Αυτή η αντίδραση είναι εξώθερμη, > 0). Η αντίδραση προχωρά με μείωση του αριθμού των μορίων των σωματιδίων που αντιδρούν και του αριθμού των γραμμομορίων αερίων ουσιών, γεγονός που φέρνει το σύστημα από μια λιγότερο σταθερή κατάσταση σε μια πιο σταθερή, η εντροπία μειώνεται,< 0. Данная реакция в обычных условиях не протекает (она возможна только при достаточно χαμηλές θερμοκρασίες). Με την παρουσία ενός καταλύτη, η ενέργεια ενεργοποίησης μειώνεται και ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται. Αλλά, τόσο πριν από τη χρήση του καταλύτη όσο και παρουσία του, η θερμική επίδραση της αντίδρασης δεν αλλάζει, η αντίδραση έχει τη μορφή:

Πρόβλημα 339.
Για ποια αντίδραση, άμεση ή αντίστροφη, είναι μεγαλύτερη η ενέργεια ενεργοποίησης εάν η άμεση αντίδραση προχωρήσει με απελευθέρωση θερμότητας;
Λύση:
Η διαφορά μεταξύ των ενεργειών ενεργοποίησης της άμεσης και της αντίστροφης αντίδρασης είναι θερμική επίδραση: H \u003d E a (π.χ.) - E a (παρ.) . Αυτή η αντίδραση προχωρά με την απελευθέρωση θερμότητας, δηλ. είναι εξώθερμος,< 0 Исходя из этого, энергия активации прямой реакции имеет меньшее значение, чем энергия активации обратной реакции:
Ε α(π.χ.)< Е а(обр.) .

Απάντηση:Ε α(π.χ.)< Е а(обр.) .

Πρόβλημα 340.
Πόσες φορές θα αυξηθεί ο ρυθμός μιας αντίδρασης που διεξάγεται στα 298 K αν η ενέργεια ενεργοποίησής της μειωθεί κατά 4 kJ/mol;
Λύση:
Ας υποδηλώσουμε τη μείωση της ενέργειας ενεργοποίησης με Ea και τις σταθερές ρυθμού της αντίδρασης πριν και μετά τη μείωση της ενέργειας ενεργοποίησης, αντίστοιχα, με k και k. Χρησιμοποιώντας την εξίσωση Arrhenius, λαμβάνουμε:

Ea είναι η ενέργεια ενεργοποίησης, k και k" είναι οι σταθερές ταχύτητας αντίδρασης, T είναι η θερμοκρασία σε K (298).
Αντικαθιστώντας τα δεδομένα του προβλήματος στην τελευταία εξίσωση και, εκφράζοντας την ενέργεια ενεργοποίησης σε τζάουλ, υπολογίζουμε την αύξηση του ρυθμού αντίδρασης:

Απάντηση: 5 φορές.

α) Δεδομένου ότι ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης σε μια δεδομένη θερμοκρασία είναι αντιστρόφως ανάλογος με τη διάρκεια της πορείας της, αντικαθιστούμε τα δεδομένα που δίνονται στην συνθήκη του προβλήματος με έναν τύπο που εκφράζει ποσοτικά τον κανόνα van't Hoff, παίρνουμε :

Απάντηση: α) σε 200 0 С t2 = 9,8 s; β) στους 80 0 С t3 = 162 h 1 min 16 s.

Αυτή η αντίδραση είναι εξώθερμη, > 0). Η αντίδραση προχωρά με μείωση του αριθμού των μορίων των σωματιδίων που αντιδρούν και του αριθμού των γραμμομορίων αερίων ουσιών, γεγονός που φέρνει το σύστημα από μια λιγότερο σταθερή κατάσταση σε μια πιο σταθερή, η εντροπία μειώνεται,< 0. Данная реакция в обычных условиях не протекает (она возможна только при достаточно низких температурах). В присутствии катализатора энергия активации уменьшается, и скорость реакции возрастает. Но, как до применения катализатора, так и в присутствии его тепловой эффект реакции не изменяется, реакция имеет вид:

Πρόβλημα 339.
Για ποια αντίδραση, άμεση ή αντίστροφη, είναι μεγαλύτερη η ενέργεια ενεργοποίησης εάν η άμεση αντίδραση προχωρήσει με απελευθέρωση θερμότητας;
Λύση:
Η διαφορά μεταξύ των ενεργειών ενεργοποίησης της άμεσης και της αντίστροφης αντίδρασης είναι ίση με το θερμικό αποτέλεσμα: H \u003d E a (pr.) - E a (arr.) . Αυτή η αντίδραση προχωρά με την απελευθέρωση θερμότητας, δηλ. είναι εξώθερμος,< 0 Исходя из этого, энергия активации прямой реакции имеет меньшее значение, чем энергия активации обратной реакции:
Ε α(π.χ.)< Е а(обр.) .

Απάντηση:Ε α(π.χ.)< Е а(обр.) .

Απάντηση: 5 φορές.

Θερμοκρασία και ταχύτητα αντίδρασης

Σε μια σταθερή θερμοκρασία, μια αντίδραση είναι δυνατή εάν τα αλληλεπιδρώντα μόρια έχουν μια ορισμένη ποσότητα ενέργειας. Ο Αρρένιος ονόμασε αυτή την περίσσεια ενέργεια ενέργεια ενεργοποίησης και τα ίδια τα μόρια ενεργοποιήθηκε.

Σύμφωνα με τον Arrhenius, η σταθερά του ρυθμού κκαι ενέργεια ενεργοποίησης Ε ασχετίζονται με μια σχέση που ονομάζεται εξίσωση Arrhenius:

Εδώ ΕΝΑείναι ο προεκθετικός παράγοντας, Rείναι η καθολική σταθερά αερίου, Τείναι η απόλυτη θερμοκρασία.

Έτσι, στο σταθερή θερμοκρασίαο ρυθμός αντίδρασης καθορίζει Ε α. Περισσότερο Ε α, όσο μικρότερος είναι ο αριθμός των ενεργών μορίων και τόσο πιο αργά προχωρά η αντίδραση. Όταν μειώνεται Ε αη ταχύτητα αυξάνεται και Ε α= 0 η αντίδραση προχωρά ακαριαία.

αξία Ε αχαρακτηρίζει τη φύση των αντιδρώντων ουσιών και προσδιορίζεται πειραματικά από την εξάρτηση κ = φά(Τ). Γράφοντας την εξίσωση (5.3) σε λογαριθμική μορφή και λύνοντάς την για σταθερές σε δύο θερμοκρασίες, βρίσκουμε Ε α:

γ είναι ο συντελεστής θερμοκρασίας του ρυθμού της χημικής αντίδρασης. Ο κανόνας van't Hoff έχει περιορισμένη εφαρμογή, αφού η τιμή του γ εξαρτάται από τη θερμοκρασία και εκτός της περιοχής Ε α= 50–100 kJ ∙ mol–1 αυτός ο κανόνας δεν πληρούται καθόλου.

Στο σχ. 5.4 μπορεί να φανεί ότι η ενέργεια που δαπανάται για τη μεταφορά των αρχικών προϊόντων στην ενεργή κατάσταση (A * - ενεργοποιημένο σύμπλεγμα) στη συνέχεια εκπέμπεται πλήρως ή μερικώς κατά τη μετάβαση στα τελικά προϊόντα. Η διαφορά μεταξύ των ενεργειών των αρχικών και τελικών προϊόντων καθορίζει το Δ Hαντίδραση που δεν εξαρτάται από την ενέργεια ενεργοποίησης.

Έτσι, στο δρόμο από την αρχική κατάσταση στην τελική κατάσταση, το σύστημα πρέπει να ξεπεράσει το ενεργειακό φράγμα. Μόνο ενεργά μόρια που διαθέτουν τη στιγμή της σύγκρουσης την απαραίτητη περίσσεια ενέργειας ίση με Ε αμπορεί να ξεπεράσει αυτό το εμπόδιο και να εισέλθει σε μια χημική αλληλεπίδραση. Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, η αναλογία των ενεργών μορίων στο μέσο αντίδρασης αυξάνεται.

Προεκθετικός πολλαπλασιαστήςΕΝΑχαρακτηρίζει συνολικός αριθμόςσυγκρούσεις. Για αντιδράσεις με απλά μόρια ΕΝΑκοντά στο θεωρητικό μέγεθος σύγκρουσης Ζ, δηλ. ΕΝΑ = Ζυπολογίζεται από την κινητική θεωρία των αερίων. Για πολύπλοκα μόρια ΕΝΑ ≠ Ζ, επομένως είναι απαραίτητο να εισαχθεί ο στερικός παράγοντας Π:

Εδώ Ζείναι ο αριθμός όλων των συγκρούσεων, Πείναι η αναλογία των χωρικά ευνοϊκών συγκρούσεων (παίρνει τιμές από 0 έως ), είναι η αναλογία ενεργών, δηλ. ενεργειακά ευνοϊκών συγκρούσεων.

Η διάσταση της σταθεράς ρυθμού προκύπτει από τη σχέση

Αναλύοντας την έκφραση (5.3), καταλήγουμε στο συμπέρασμα ότι υπάρχουν δύο θεμελιώδεις δυνατότητες για την επιτάχυνση της αντίδρασης:
ΕΝΑ) αύξηση της θερμοκρασίας,
β) μείωση της ενέργειας ενεργοποίησης.

Εργασίες και δοκιμές με θέμα "Χημική κινητική. Θερμοκρασία και ταχύτητα αντίδρασης"

Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης. Καταλύτες - Ταξινόμηση χημικών αντιδράσεων και μοτίβων της πορείας τους Βαθμός 8–9
Μαθήματα: 5 Εργασίες: 8 Κουίζ: 1

Ο ρυθμός των περισσότερων χημικών αντιδράσεων αυξάνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας. Δεδομένου ότι η συγκέντρωση των αντιδρώντων είναι πρακτικά ανεξάρτητη από τη θερμοκρασία, σύμφωνα με την κινητική εξίσωση της αντίδρασης, η κύρια επίδραση της θερμοκρασίας στον ρυθμό αντίδρασης είναι μέσω μιας αλλαγής στη σταθερά του ρυθμού αντίδρασης. Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, η ενέργεια των συγκρουόμενων σωματιδίων αυξάνεται και η πιθανότητα να συμβεί χημικός μετασχηματισμός κατά τη σύγκρουση αυξάνεται.

Η εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τη θερμοκρασία μπορεί να χαρακτηριστεί από την τιμή του συντελεστή θερμοκρασίας.

Πειραματικά δεδομένα σχετικά με την επίδραση της θερμοκρασίας στον ρυθμό πολλών χημικών αντιδράσεων σε συνηθισμένες θερμοκρασίες (273-373 K), σε ένα μικρό εύρος θερμοκρασίας, έδειξαν ότι μια αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 βαθμούς αυξάνει τον ρυθμό αντίδρασης κατά 2-4 φορές (βαν κανόνας 't Hoff).

Σύμφωνα με τον van't Hoff σταθερός συντελεστής θερμοκρασίας(Συντελεστής Van't Hoff)είναι η αύξηση του ρυθμού μιας αντίδρασης με αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10βαθμούς.

(4.63)

όπου και είναι οι σταθερές ρυθμού σε θερμοκρασίες και ? είναι ο συντελεστής θερμοκρασίας του ρυθμού αντίδρασης.

Όταν η θερμοκρασία ανέβει σε nδεκάδες μοίρες, ο λόγος των σταθερών ρυθμού θα είναι ίσος με

Οπου nμπορεί να είναι είτε ακέραιος είτε κλασματικός αριθμός.

Ο κανόνας του Van't Hoff είναι ένας κατά προσέγγιση κανόνας. Εφαρμόζεται σε στενό εύρος θερμοκρασίας, καθώς ο συντελεστής θερμοκρασίας αλλάζει ανάλογα με τη θερμοκρασία.

Μια πιο ακριβής εξάρτηση της σταθεράς του ρυθμού αντίδρασης από τη θερμοκρασία εκφράζεται από την ημι-εμπειρική εξίσωση Arrhenius

όπου το Α είναι ένας προεκθετικός παράγοντας που δεν εξαρτάται από τη θερμοκρασία, αλλά καθορίζεται μόνο από τον τύπο της αντίδρασης. E -την ενέργεια ενεργοποίησης μιας χημικής αντίδρασης. Η ενέργεια ενεργοποίησης μπορεί να αναπαρασταθεί ως μια ορισμένη ενέργεια κατωφλίου που χαρακτηρίζει το ύψος του ενεργειακού φραγμού στη διαδρομή αντίδρασης. Η ενέργεια ενεργοποίησης επίσης δεν εξαρτάται από τη θερμοκρασία.

Η εξάρτηση αυτή ιδρύθηκε στα τέλη του 19ου αιώνα. Ο Ολλανδός επιστήμονας Arrhenius για στοιχειώδεις χημικές αντιδράσεις.

Ενέργεια άμεσης ενεργοποίησης ( μι 1) και αντίστροφα ( μι 2) η αντίδραση σχετίζεται με τη θερμική επίδραση της αντίδρασης D Hαναλογία (βλ. Εικ. 1):

μι 1 – μι 2=Δ Ν.

Εάν η αντίδραση είναι ενδόθερμη και D Η> 0, λοιπόν μι 1 > Ε 2 και η ενέργεια ενεργοποίησης της μπροστινής αντίδρασης είναι μεγαλύτερη από την αντίστροφη. Εάν η αντίδραση είναι εξώθερμη, τότε μι 1 < Е 2 .

Η εξίσωση Arrhenius (101) σε διαφορική μορφή μπορεί να γραφτεί:

Από την εξίσωση προκύπτει ότι όσο μεγαλύτερη είναι η ενέργεια ενεργοποίησης Ε, τόσο πιο γρήγορα αυξάνεται ο ρυθμός αντίδρασης με τη θερμοκρασία.

Διαχωρισμός μεταβλητών κΚαι Τκαι λαμβάνοντας υπόψη μισταθερή τιμή, μετά την ολοκλήρωση της εξίσωσης (4.66) παίρνουμε:

Ρύζι. 5. Γράφημα ln κ–1/Τ.

, (4.67)

όπου Α είναι ένας προεκθετικός παράγοντας που έχει τη διάσταση της σταθεράς του ρυθμού. Εάν αυτή η εξίσωση είναι έγκυρη, τότε στο γράφημα σε συντεταγμένες, τα πειραματικά σημεία βρίσκονται σε ευθεία γραμμή υπό γωνία α ως προς τον άξονα της τετμημένης και η κλίση () είναι ίση με , γεγονός που καθιστά δυνατό τον υπολογισμό της ενέργειας ενεργοποίησης ενός χημική αντίδραση από την εξάρτηση της σταθεράς ταχύτητας από τη θερμοκρασία σύμφωνα με την εξίσωση .

Η ενέργεια ενεργοποίησης μιας χημικής αντίδρασης μπορεί να υπολογιστεί από τις τιμές των σταθερών ρυθμού σε δύο διαφορετικές θερμοκρασίες χρησιμοποιώντας την εξίσωση

. (4.68)

Η θεωρητική εξαγωγή της εξίσωσης Arrhenius γίνεται για στοιχειώδεις αντιδράσεις. Αλλά η εμπειρία δείχνει ότι η συντριπτική πλειονότητα των πολύπλοκων αντιδράσεων υπακούει επίσης σε αυτήν την εξίσωση. Ωστόσο, για πολύπλοκες αντιδράσεις, η ενέργεια ενεργοποίησης και ο προεκθετικός παράγοντας στην εξίσωση Arrhenius δεν έχουν ορισμένη φυσική σημασία.

Η εξίσωση Arrhenius (4.67) μας επιτρέπει να δώσουμε μια ικανοποιητική περιγραφή μεγάλος κύκλοςαντιδράσεις σε στενό εύρος θερμοκρασίας.

Για να περιγράψει την εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τη θερμοκρασία, χρησιμοποιείται επίσης η τροποποιημένη εξίσωση Arrhenius

, (4.69)

που περιλαμβάνει ήδη τρεις παραμέτρους : ΕΝΑ, μιΚαι n.

Η εξίσωση (4.69) χρησιμοποιείται ευρέως για αντιδράσεις που συμβαίνουν σε διαλύματα. Για ορισμένες αντιδράσεις, η εξάρτηση της σταθεράς του ρυθμού αντίδρασης από τη θερμοκρασία διαφέρει από τις εξαρτήσεις που δίνονται παραπάνω. Για παράδειγμα, στις αντιδράσεις τρίτης τάξης, η σταθερά ταχύτητας μειώνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας. Στις αλυσιδωτές εξώθερμες αντιδράσεις, η σταθερά του ρυθμού αντίδρασης αυξάνεται απότομα σε θερμοκρασία πάνω από ένα ορισμένο όριο (θερμική έκρηξη).

4.5.1. Παραδείγματα επίλυσης προβλημάτων

Παράδειγμα 1Η σταθερά ταχύτητας κάποιας αντίδρασης με την αύξηση της θερμοκρασίας μεταβλήθηκε ως εξής: t 1 = 20°C.

κ 1 \u003d 2,76 10 -4 λεπτά. -1 ; t 2 \u003d 50 0 С; κ 2 = 137,4 10 -4 λεπτά. -1 Προσδιορίστε τον συντελεστή θερμοκρασίας της σταθεράς ταχύτητας μιας χημικής αντίδρασης.

Λύση.Ο κανόνας van't Hoff καθιστά δυνατό τον υπολογισμό του συντελεστή θερμοκρασίας της σταθεράς ρυθμού από τη σχέση

σολ n= =2 ¸ 4, όπου n = = =3;

g 3 \u003d \u003d 49,78 g \u003d 3,68

Παράδειγμα 2Χρησιμοποιώντας τον κανόνα van't Hoff, υπολογίστε σε ποια θερμοκρασία θα τελειώσει η αντίδραση σε 15 λεπτά, αν χρειάστηκαν 120 λεπτά σε θερμοκρασία 20 0 C. Συντελεστής θερμοκρασίαςο ρυθμός αντίδρασης είναι 3.

Λύση.Προφανώς από λιγότερος χρόνοςαντίδραση ( t), τόσο μεγαλύτερη είναι η σταθερά ταχύτητας της αντίδρασης:

3n = 8, n ln3 = ln8, n== .

Η θερμοκρασία στην οποία θα τελειώσει η αντίδραση σε 15 λεπτά είναι:

20 + 1,9 × 10 \u003d 39 0 C.

Παράδειγμα 3Η σταθερά ταχύτητας της αντίδρασης σαπωνοποίησης οξικού-αιθυλεστέρα με διάλυμα αλκαλίου σε θερμοκρασία 282,4 K είναι ίση με 2,37 l 2 / mol 2 min. , και σε θερμοκρασία 287,40 K ισούται με 3,2 l 2 / mol 2 min. Βρείτε τη θερμοκρασία στην οποία η σταθερά ταχύτητας αυτής της αντίδρασης είναι 4;

Λύση.

1. Γνωρίζοντας τις τιμές των σταθερών ρυθμού σε δύο θερμοκρασίες, μπορούμε να βρούμε την ενέργεια ενεργοποίησης της αντίδρασης:

= = 40,8 kJ/mol.

2. Γνωρίζοντας την τιμή της ενέργειας ενεργοποίησης, από την εξίσωση Arrhenius

Ερωτήσεις και εργασίες για αυτοέλεγχο.

1. Ποιες ποσότητες ονομάζονται παράμετροι «Arrhenius»;

2. Ποια είναι η ελάχιστη ποσότητα πειραματικών δεδομένων που απαιτείται για τον υπολογισμό της ενέργειας ενεργοποίησης μιας χημικής αντίδρασης;

3. Δείξτε ότι ο συντελεστής θερμοκρασίας της σταθεράς ρυθμού εξαρτάται από τη θερμοκρασία.

4. Υπάρχουν αποκλίσεις από την εξίσωση Arrhenius; Πώς μπορεί να περιγραφεί η εξάρτηση της σταθεράς ρυθμού από τη θερμοκρασία σε αυτή την περίπτωση;

Κινητική σύνθετων αντιδράσεων

Οι αντιδράσεις, κατά κανόνα, δεν προχωρούν μέσω της άμεσης αλληλεπίδρασης όλων των αρχικών σωματιδίων με την άμεση μετάβασή τους σε προϊόντα αντίδρασης, αλλά αποτελούνται από πολλά στοιχειώδη στάδια. Αυτό ισχύει κυρίως για αντιδράσεις στις οποίες, σύμφωνα με τη στοιχειομετρική τους εξίσωση, συμμετέχουν περισσότερα από τρία σωματίδια. Ωστόσο, ακόμη και οι αντιδράσεις δύο ή ενός σωματιδίου συχνά δεν προχωρούν με έναν απλό δι- ή μονομοριακό μηχανισμό, αλλά από μια πιο σύνθετη διαδρομή, δηλαδή μέσω μιας σειράς στοιχειωδών σταδίων.

Οι αντιδράσεις ονομάζονται πολύπλοκες εάν η κατανάλωση πρώτων υλών και ο σχηματισμός προϊόντων αντίδρασης πραγματοποιούνται μέσω ενός αριθμού στοιχειωδών σταδίων που μπορούν να συμβούν ταυτόχρονα ή διαδοχικά. Ταυτόχρονα, λαμβάνουν χώρα κάποια στάδια με τη συμμετοχή ουσιών που δεν είναι ούτε ουσίες έναρξης ούτε προϊόντα αντίδρασης (ενδιάμεσες ουσίες).

Ως παράδειγμα σύνθετης αντίδρασης, μπορούμε να θεωρήσουμε την αντίδραση χλωρίωσης του αιθυλενίου με το σχηματισμό διχλωροαιθανίου. Η άμεση αλληλεπίδραση πρέπει να διέρχεται από ένα τετραμελές ενεργοποιημένο σύμπλεγμα, το οποίο συνδέεται με την υπέρβαση ενός φραγμού υψηλής ενέργειας. Η ταχύτητα μιας τέτοιας διαδικασίας είναι χαμηλή. Εάν τα άτομα σχηματίζονται στο σύστημα με τον ένα ή τον άλλο τρόπο (για παράδειγμα, υπό τη δράση του φωτός), τότε η διαδικασία μπορεί να προχωρήσει σύμφωνα με έναν μηχανισμό αλυσίδας. Το άτομο ενώνεται εύκολα στον διπλό δεσμό για να σχηματίσει μια ελεύθερη ρίζα - . Αυτή η ελεύθερη ρίζα μπορεί εύκολα να αποκόψει ένα άτομο από ένα μόριο για να σχηματίσει το τελικό προϊόν - , με αποτέλεσμα το ελεύθερο άτομο να αναγεννηθεί.

Ως αποτέλεσμα αυτών των δύο σταδίων, ένα μόριο και ένα μόριο μετατρέπονται σε μόριο προϊόντος - , και το αναγεννημένο άτομο αλληλεπιδρά με το επόμενο μόριο αιθυλενίου. Και τα δύο στάδια έχουν χαμηλές ενέργειες ενεργοποίησης και με αυτόν τον τρόπο παρέχει γρήγορη αντίδραση. Λαμβάνοντας υπόψη την πιθανότητα ανασυνδυασμού ελεύθερων ατόμων και ελεύθερων ριζών πλήρες σχέδιοη διαδικασία μπορεί να γραφτεί ως εξής:

Με όλη την ποικιλία, οι πολύπλοκες αντιδράσεις μπορούν να περιοριστούν σε συνδυασμό πολλών τύπων σύνθετων αντιδράσεων, συγκεκριμένα παράλληλες, διαδοχικές και σειριακές-παράλληλες αντιδράσεις.

Τα δύο στάδια ονομάζονται διαδοχικόςεάν το σωματίδιο που σχηματίζεται σε ένα στάδιο είναι το αρχικό σωματίδιο σε ένα άλλο στάδιο. Για παράδειγμα, στο παραπάνω σχήμα, το πρώτο και το δεύτερο στάδιο είναι διαδοχικά:

Τα δύο στάδια ονομάζονται παράλληλο, αν τα ίδια σωματίδια συμμετέχουν και στα δύο ως αρχικά. Για παράδειγμα, στο σχήμα αντίδρασης, το τέταρτο και το πέμπτο στάδιο είναι παράλληλα:

Τα δύο στάδια ονομάζονται σειρά-παράλληλη, εάν είναι παράλληλα ως προς το ένα και διαδοχικά ως προς το άλλο από τα σωματίδια που συμμετέχουν σε αυτά τα στάδια.

Ένα παράδειγμα σειριακών-παράλληλων βημάτων είναι το δεύτερο και το τέταρτο βήμα αυτού του σχήματος αντίδρασης.

ΠΡΟΣ ΤΗΝ Χαρακτηριστικάότι η αντίδραση συνεχίζεται πολύπλοκος μηχανισμός, σχετίζομαι τα ακόλουθα σημάδια:

Αναντιστοιχία σειράς αντιδράσεων και στοιχειομετρικών συντελεστών.

Αλλαγή της σύνθεσης των προϊόντων ανάλογα με τη θερμοκρασία, τις αρχικές συγκεντρώσεις και άλλες συνθήκες.

Επιτάχυνση ή επιβράδυνση της διαδικασίας όταν προστίθενται μικρές ποσότητες ουσιών στο μείγμα της αντίδρασης.

Επίδραση του υλικού και των διαστάσεων του δοχείου στον ρυθμό αντίδρασης κ.λπ.

Στην κινητική ανάλυση σύνθετων αντιδράσεων εφαρμόζεται η αρχή της ανεξαρτησίας: «Εάν στο σύστημα συμβαίνουν πολλές απλές αντιδράσεις ταυτόχρονα, τότε το βασικό αξίωμα της χημικής κινητικής ισχύει για καθεμία από αυτές, σαν αυτή η αντίδραση να ήταν η μόνη». Αυτή η αρχή μπορεί επίσης να διατυπωθεί ως εξής: «Η τιμή της σταθεράς ταχύτητας μιας στοιχειώδους αντίδρασης δεν εξαρτάται από το εάν άλλες στοιχειώδεις αντιδράσεις προχωρούν ταυτόχρονα σε ένα δεδομένο σύστημα».

Η αρχή της ανεξαρτησίας ισχύει για τις περισσότερες αντιδράσεις που προχωρούν σύμφωνα με έναν πολύπλοκο μηχανισμό, αλλά δεν είναι καθολική, καθώς υπάρχουν αντιδράσεις στις οποίες ορισμένες απλές αντιδράσεις επηρεάζουν την πορεία άλλων (για παράδειγμα, συζευγμένες αντιδράσεις.)

Σημασιαστη μελέτη σύνθετων χημικών αντιδράσεων έχει την αρχή μικροαναστρεψιμότηταή αναλυτικό ισοζύγιο:

αν μέσα πολύπλοκη διαδικασίαεγκατασταθεί χημική ισορροπία, τότε οι ρυθμοί της μπροστινής και της αντίστροφης αντίδρασης πρέπει να είναι ίσοι για κάθε ένα από τα στοιχειώδη στάδια.

Η πιο συνηθισμένη περίπτωση μιας σύνθετης αντίδρασης θα είναι η περίπτωση που η αντίδραση προχωρά σε πολλά απλά βήματα προχωρώντας με διαφορετικές ταχύτητες. Η διαφορά στους ρυθμούς οδηγεί στο γεγονός ότι η κινητική απόκτησης του προϊόντος αντίδρασης μπορεί να προσδιοριστεί από τους νόμους μιας μόνο αντίδρασης. Για παράδειγμα, για παράλληλες αντιδράσεις, ο ρυθμός ολόκληρης της διαδικασίας καθορίζεται από τον ρυθμό του ταχύτερου σταδίου και για τις διαδοχικές αντιδράσεις, του πιο αργού. Επομένως, κατά την ανάλυση της κινητικής των παράλληλων αντιδράσεων με σημαντική διαφορά στις σταθερές, ο ρυθμός του αργού σταδίου μπορεί να αγνοηθεί και κατά την ανάλυση διαδοχικών αντιδράσεων, δεν είναι απαραίτητος ο προσδιορισμός του ρυθμού της γρήγορης αντίδρασης.

Στις διαδοχικές αντιδράσεις, ονομάζεται η πιο αργή αντίδραση περιοριστική. Το οριακό στάδιο έχει τη μικρότερη σταθερά ρυθμού.

Αν οι τιμές του ρυθμού είναι σταθερές επιμέρους στάδιασύνθετες αντιδράσεις είναι κοντά, τότε είναι απαραίτητο πλήρης ανάλυσηολόκληρο το κινητικό σχήμα.

Η εισαγωγή της έννοιας ενός σταδίου καθορισμού του ρυθμού σε πολλές περιπτώσεις απλοποιεί τη μαθηματική πλευρά της εξέτασης τέτοιων συστημάτων και εξηγεί το γεγονός ότι μερικές φορές η κινητική των πολύπλοκων αντιδράσεων πολλαπλών σταδίων περιγράφεται καλά από απλές εξισώσεις, για παράδειγμα, της πρώτης Σειρά.

Η αύξηση του ρυθμού αντίδρασης με την αύξηση της θερμοκρασίας χαρακτηρίζεται συνήθως από τον συντελεστή θερμοκρασίας του ρυθμού αντίδρασης, ένας αριθμός που δείχνει πόσες φορές ο ρυθμός μιας δεδομένης αντίδρασης αυξάνεται με αύξηση της θερμοκρασίας του συστήματος κατά 10 ° C. Ο συντελεστής θερμοκρασίας των διαφορετικών αντιδράσεων είναι διαφορετικός. Σε συνηθισμένες θερμοκρασίες, η τιμή του για τις περισσότερες αντιδράσεις είναι στην περιοχή των 2 ... 4.

Ο συντελεστής θερμοκρασίας καθορίζεται σύμφωνα με τον λεγόμενο «κανόνα van't Hoff», ο οποίος εκφράζεται μαθηματικά από την εξίσωση

v 2 /v 1 = g( Τ 2 – Τ 1)/10 ,

Οπου v 1 και v 2 – ρυθμούς αντίδρασης σε θερμοκρασίες Τ 1 και Τ 2; g είναι ο συντελεστής θερμοκρασίας της αντίδρασης.

Έτσι, για παράδειγμα, εάν g = 2, τότε για Τ 2 - Τ 1 = 50°С v 2 /v 1 = 2 5 = 32, δηλ. η αντίδραση επιταχύνθηκε κατά 32 φορές και αυτή η επιτάχυνση δεν εξαρτάται σε καμία περίπτωση από απόλυτες τιμές Τ 1 και Τ 2 αλλά μόνο στη διαφορά τους.

ενέργεια ενεργοποίησης,τη διαφορά μεταξύ των τιμών της μέσης ενέργειας των σωματιδίων (μόρια, ρίζες, ιόντα κ.λπ.) που εισέρχονται σε μια στοιχειώδη πράξη μιας χημικής αντίδρασης και της μέσης ενέργειας όλων των σωματιδίων στο σύστημα αντίδρασης. Για διάφορες χημικές αντιδράσεις Ε. και. ποικίλλει ευρέως - από λίγα έως ~ 10 j./mol.Για την ίδια χημική αντίδραση, η τιμή του E. a. εξαρτάται από τον τύπο των συναρτήσεων κατανομής των μορίων ως προς τις ενέργειες της μεταφορικής τους κίνησης και τους εσωτερικούς βαθμούς ελευθερίας (ηλεκτρονική, δονητική, περιστροφική). Ως στατιστική τιμή Ε. α. θα πρέπει να διακρίνεται από την ενέργεια κατωφλίου ή το ενεργειακό φράγμα - την ελάχιστη ενέργεια που πρέπει να έχει ένα ζεύγος συγκρουόμενων σωματιδίων για να συμβεί μια δεδομένη στοιχειώδης αντίδραση.

Εξίσωση Arrhenius, εξάρτηση από τη θερμοκρασία της σταθεράς ρυθμού Προς τηνστοιχειώδες χημ. αντιδράσεις:

όπου το Α είναι ένας προεκθετικός παράγοντας (η διάσταση είναι ίδια με το k), Ε α-ενέργεια ενεργοποίησης, συνήθως αποδοχή θετικών. τιμές, T-abs. θερμοκρασία, σταθερά k-Boltzmann. Συνηθίζεται να γίνεται αναφορά Ε αανά μόριο. και στον αριθμό των σωματιδίων Ν Α\u003d 6,02 * 10 23 (σταθερά του Avogadro) και εκφράζεται σε kJ / mol. σε αυτές τις περιπτώσεις, στην εξίσωση Arrhenius, η τιμή καντικαταστήστε τη σταθερά αερίου R.Γράφημα 1nk έναντι 1 /kT(οικόπεδο Arrhenius) - μια ευθεία γραμμή, η αρνητική κλίση της οποίας καθορίζεται από την ενέργεια ενεργοποίησης Ε ακαι χαρακτηρίζει θετικό. εξάρτηση από τη θερμοκρασία Προς την.

Καταλύτης - Χημική ουσία, που επιταχύνει την αντίδραση, αλλά δεν αποτελεί μέρος των προϊόντων της αντίδρασης. Η ποσότητα του καταλύτη, σε αντίθεση με άλλα αντιδραστήρια, δεν αλλάζει μετά την αντίδραση. Είναι σημαντικό να κατανοήσουμε ότι ο καταλύτης εμπλέκεται στην αντίδραση. Παρέχοντας περισσότερα γρήγορη διαδρομήγια την αντίδραση, ο καταλύτης αντιδρά με το αρχικό υλικό, η προκύπτουσα ενδιάμεση ένωση υφίσταται μετασχηματισμούς και τελικά διασπάται σε προϊόν και καταλύτη. Στη συνέχεια, ο καταλύτης αντιδρά ξανά με το αρχικό υλικό, και αυτός ο καταλυτικός κύκλος επαναλαμβάνεται πολλές φορές (έως και ένα εκατομμύριο φορές) [ πηγή?] επαναλαμβάνεται.

Οι καταλύτες ταξινομούνται σε ομοιογενήςΚαι ετερογενής. Ένας ομογενής καταλύτης βρίσκεται στην ίδια φάση με τα αντιδρώντα, ένας ετερογενής σχηματίζει μια ανεξάρτητη φάση που χωρίζεται από μια διαχωριστική επιφάνεια από τη φάση στην οποία βρίσκονται τα αντιδρώντα. Τυπικοί ομοιογενείς καταλύτες είναι τα οξέα και οι βάσεις. Τα μέταλλα, τα οξείδια και τα σουλφίδια τους χρησιμοποιούνται ως ετερογενείς καταλύτες.

Αντιδράσεις του ίδιου τύπου μπορούν να προχωρήσουν τόσο με ομογενείς όσο και με ετερογενείς καταλύτες. Έτσι, μαζί με όξινα διαλύματα, χρησιμοποιούνται στερεά Al 2 O 3 , TiO 2 , ThO 2 , αργιλοπυριτικά και ζεόλιθοι με όξινες ιδιότητες. Ετερογενείς καταλύτες με βασικές ιδιότητες: CaO, BaO, MgO.

Οι ετερογενείς καταλύτες, κατά κανόνα, έχουν μια εξαιρετικά ανεπτυγμένη επιφάνεια, για την οποία κατανέμονται σε ένα αδρανές στήριγμα (πυριτική γέλη, αλουμίνα, Ενεργός άνθρακαςκαι τα λοιπά.).

Για κάθε τύπο αντίδρασης, μόνο ορισμένοι καταλύτες είναι αποτελεσματικοί. Εκτός από αυτά που ήδη αναφέρθηκαν όξινη βάση, υπάρχουν καταλύτες οξειδοαναγωγής; χαρακτηρίζονται από την παρουσία ενός μετάλλου μετάπτωσης ή της ένωσης του (Co +3, V 2 O 5 + MoO 3). Σε αυτή την περίπτωση, η κατάλυση πραγματοποιείται αλλάζοντας την κατάσταση οξείδωσης του μετάλλου μετάπτωσης.

Διασκορπισμένο σύστημα- πρόκειται για σχηματισμούς δύο ή περισσότερων φάσεων (σωμάτων) που δεν αναμειγνύονται καθόλου ή πρακτικά και δεν αντιδρούν χημικά μεταξύ τους. Η πρώτη από τις ουσίες διασκορπισμένη φάση) κατανέμεται καλά στο δεύτερο ( μέσο διασποράς). Εάν υπάρχουν πολλές φάσεις, μπορούν να διαχωριστούν φυσικά μεταξύ τους (με φυγοκέντρηση, διαχωρισμό κ.λπ.).

Συνήθως τα διασκορπισμένα συστήματα είναι κολλοειδή διαλύματα, κολλοειδείς ουσίες. Τα διεσπαρμένα συστήματα περιλαμβάνουν επίσης την περίπτωση ενός στερεού διασκορπισμένου μέσου στο οποίο βρίσκεται η διεσπαρμένη φάση.

Πλέον γενική ταξινόμησητα διασκορπισμένα συστήματα βασίζονται στη διαφορά σε κατάσταση συνάθροισηςμέσο διασποράς και διασκορπισμένη φάση. Συνδυασμοί τριών τύπων αθροιστικών καταστάσεων καθιστούν δυνατή τη διάκριση εννέα τύπων συστημάτων διασποράς. Για συντομία, συνήθως συμβολίζονται με ένα κλάσμα, ο αριθμητής του οποίου υποδεικνύει τη διασκορπισμένη φάση και ο παρονομαστής υποδεικνύει το μέσο διασποράς, για παράδειγμα, για το σύστημα "αέριο σε υγρό", υιοθετείται η ονομασία G/L.

κολλοειδή διαλύματα. Η κολλοειδής κατάσταση είναι χαρακτηριστική πολλών ουσιών εάν τα σωματίδια τους έχουν μέγεθος από 1 έως 500 nm. Είναι εύκολο να δείξουμε ότι η συνολική επιφάνεια αυτών των σωματιδίων είναι τεράστια. Αν υποθέσουμε ότι τα σωματίδια έχουν σχήμα σφαίρας με διάμετρο 10 nm, τότε σε συνολικός όγκοςαυτά τα σωματίδια 1 cm 3 θα έχουν

επιφάνειας περίπου 10 m2. Όπως αναφέρθηκε προηγουμένως, το επιφανειακό στρώμα χαρακτηρίζεται από επιφανειακή ενέργεια και την ικανότητα να απορροφά ορισμένα σωματίδια, συμπεριλαμβανομένων των ιόντων

από μια λύση. χαρακτηριστικό στοιχείοκολλοειδή σωματίδια είναι η παρουσία στην επιφάνειά τους ενός φορτίου λόγω της επιλεκτικής προσρόφησης ιόντων. Το κολλοειδές σωματίδιο έχει πολύπλοκη δομή. Περιλαμβάνει τον πυρήνα, τα προσροφημένα ιόντα, τις αντίθετες ίνες και τον διαλύτη. Υπάρχουν λυόφιλα (οδηγ.

ροφιλικά) κολλοειδή, στα οποία ο διαλύτης αλληλεπιδρά με τους πυρήνες των σωματιδίων, ιλνοφοβικά (υδρόφοβα) κολλοειδή, στα οποία ο διαλύτης δεν αλληλεπιδρά με τους πυρήνες

σωματίδια. Ο διαλύτης περιλαμβάνεται στη σύνθεση των υδρόφοβων σωματιδίων μόνο ως επιδιαλυτωμένο κέλυφος προσροφημένων ιόντων ή παρουσία σταθεροποιητών (επιφανειοδραστικών) που έχουν λυόφοβα και λυόφιλα μέρη.

Ακολουθούν μερικά παραδείγματα κολλοειδών σωματιδίων:

Πως. μπορεί να φανεί ότι ο πυρήνας αποτελείται από ένα ηλεκτρικά ουδέτερο συσσωμάτωμα σωματιδίων με προσροφημένα ιόντα των στοιχείων που αποτελούν τον πυρήνα (σε αυτά τα παραδείγματα, ιόντα Ag +, HS-, Fe 3+). Ένα κολλοειδές σωματίδιο, εκτός από τον πυρήνα, έχει αντίθετα ιόντα και μόρια διαλύτη. Τα προσροφημένα ιόντα και αντίθετα ιόντα σχηματίζουν μια προσροφημένη στιβάδα με τον διαλύτη. Το συνολικό φορτίο του σωματιδίου είναι ίσο με τη διαφορά μεταξύ των φορτίων των προσροφημένων ιόντων και των αντίθετων ιόντων. Γύρω από τα σωματίδια υπάρχει ένα διάχυτο στρώμα ιόντων, το φορτίο του οποίου είναι ίσο με τον αριθμό του κολλοειδούς σωματιδίου. Τα κολλοειδή σωματίδια και τα διάχυτα στρώματα σχηματίζουν ένα ηλεκτρικά ουδέτερο μικκύλιο

Μικκύλια(υποκοριστικό του λατ. μαρμαρυγίας- σωματίδιο, κόκκος) - σωματίδια σε κολλοειδή συστήματα, αποτελούνται από έναν πολύ μικρό πυρήνα αδιάλυτο σε ένα δεδομένο μέσο, που περιβάλλεται από ένα σταθεροποιητικό κέλυφος προσροφημένων ιόντων και μορίων διαλύτη. Για παράδειγμα, ένα μικύλλιο θειούχου αρσενικού έχει τη δομή:

((As 2 S 3) m nHS − (n-x)H + ) Χ- xH +

Το μέσο μέγεθοςμικκύλια από 10 -5 έως 10 -7 cm.

Πήξη- διαχωρισμός ενός κολλοειδούς διαλύματος σε δύο φάσεις - έναν διαλύτη και μια ζελατινώδη μάζα, ή πάχυνση του διαλύματος ως αποτέλεσμα της τραχύνσεως των σωματιδίων της διαλυμένης ουσίας

Η πεπτοποίηση είναι η διαδικασία μετάβασης ενός κολλοειδούς ιζήματος ή γέλης σε ένα κολλοειδές διάλυμα υπό τη δράση ενός υγρού ή ουσιών που προστίθενται σε αυτό που απορροφώνται καλά από το ίζημα ή τη γέλη, στην περίπτωση αυτή που ονομάζονται πεπτιοποιητές (για παράδειγμα, πεπτοποίηση λιπών υπό η δράση της χολής).
Πεπτοποίηση - διαχωρισμός συσσωματωμάτων σωματιδίων πηκτωμάτων (ζελέ) ή χαλαρών ιζημάτων υπό την επίδραση ορισμένων ουσιών - πεπτιστικών μετά από πήξη κολλοειδών διαλυμάτων. Ως αποτέλεσμα της πεπτοποίησης, το ίζημα (ή η γέλη) περνά σε κατάσταση εναιώρησης.

ΛΥΣΕΙΣ,μονοφασικά συστήματα που αποτελούνται από δύο ή περισσότερα στοιχεία. Ανάλογα με την κατάσταση συσσωμάτωσης, τα διαλύματα μπορεί να είναι στερεά, υγρά ή αέρια.

Διαλυτότητα, την ικανότητα μιας ουσίας να σχηματίζει με μια άλλη ουσία (ή ουσίες) ομοιογενή μείγματα με διάσπαρτη κατανομή συστατικών (βλ. Λύσεις). Συνήθως, ως διαλύτης θεωρείται μια ουσία που υπάρχει στην καθαρή της μορφή στην ίδια κατάσταση συσσωμάτωσης με το διάλυμα που προκύπτει. Εάν, πριν από τη διάλυση, και οι δύο ουσίες βρίσκονταν στην ίδια κατάσταση συσσωμάτωσης, ο διαλύτης θεωρείται ότι είναι μια ουσία που υπάρχει στο μείγμα σε σημαντικά μεγαλύτερη ποσότητα.

Η διαλυτότητα καθορίζεται από τη φυσική και χημική συγγένεια των μορίων του διαλύτη και της διαλυμένης ουσίας, η αναλογία των ενεργειών από την αλληλεπίδραση ομοιογενών και ανόμοιων συστατικών του διαλύματος. Κατά κανόνα, είναι καλά διαλυτά μεταξύ τους, παρόμοια σε φυσική. και χημ. τις ιδιότητες της ύλης (ο εμπειρικός κανόνας «όπως διαλύεται σε όμοιο»). Ειδικότερα, ουσίες που αποτελούνται από πολικά μόρια και ουσίες με τύπο ιοντικού δεσμού είναι καλά λυμένες. σε πολικούς διαλύτες (νερό, αιθανόλη, υγρή αμμωνία), και οι μη πολικές ουσίες είναι καλά κολλ. σε μη πολικούς διαλύτες (βενζόλιο, δισουλφίδιο του άνθρακα).

Η διαλυτότητα μιας δεδομένης ουσίας εξαρτάται από τη θερμοκρασία και την πίεση που αντιστοιχεί γενική αρχήμετατόπιση των ισορροπιών (βλ. αρχή Le Chatelier-Brown). Η συγκέντρωση ενός κορεσμένου διαλύματος υπό δεδομένες συνθήκες προσδιορίζει αριθμητικά το R. μιας ουσίας σε ένα δεδομένο διαλύτη και ονομάζεται επίσης. διαλυτότητα. Τα υπερκορεσμένα διαλύματα περιέχουν μεγαλύτερη ποσότητα διαλυμένης ουσίας από αυτή που αντιστοιχεί στη διαλυτότητά της, η ύπαρξη υπερκορεσμένων διαλυμάτων οφείλεται σε κινητική. δυσκολίες κρυστάλλωσης (βλ. Προέλευση μιας νέας φάσης). Για να χαρακτηριστεί η διαλυτότητα των ελάχιστα διαλυτών ουσιών, χρησιμοποιείται το προϊόν των δραστηριοτήτων PA (για διαλύματα κοντά στις ιδιότητές τους στο ιδανικό, το προϊόν της διαλυτότητας του PR).