dependența cantitativă a constantelor de viteză ale răspunsului de temperatură a fost propus, de asemenea, Ya.Vant Hoff (1887) ca un isochore ecuații izobare și reacții chimice (vezi. P. 4.5.2).
Această idee a fost dezvoltată de S. Arrenius (1889), care a descoperit că dependența de temperatură a ratei multor reacții poate fi descrisă de ecuația:
unde k - constanta vitezei, e - baza logaritmilor naturali, R - constanta gaz Sal uni-evaluate, T - temperatura, și - factorul de pre-exponențială, E * - energia de activare a reacției.
Pentru a clarifica semnificația fizică a cantităților A și E *. care apar în ecuația lui Arrhenius. este mai întâi necesar să se cunoască principalele prevederi ale teoriei coliziunilor active (S. Arrenius și J. Vant-Hoff, 1880):
1) Interacțiunea chimică între molecule este posibilă numai atunci când acestea se ciocnesc.
2) Nu fiecare coliziune a moleculelor conduce la interacțiunea chimică, adică este productivă sau, în terminologia lui Arrhenius, activă. Există o barieră energetică. care pot fi depășite numai de o parte din molecule și, de regulă, aceasta este o parte foarte mică din numărul total al acestora în sistem.
3) Motivul pentru existența unei barieră energetică este repulsia reciprocă a cochililor de electroni ai moleculelor în timp ce se apropie reciproc.
Atunci când două particule sunt departe una de cealaltă, nu există nici o interacțiune între ele, iar energia potențială a unui astfel de sistem este zero. La distanțe mai mici între particule, ele sunt atrase una de cealaltă, iar energia potențială a sistemului scade. Cu o scădere suplimentară a distanței devin forțe vizibile ale repulsie cojilor de electroni ale moleculelor și creșterile potențiale de energie dramatic. Prin urmare, pentru abordarea particulelor la distanta de la care electronii încep orbitali de redistribuire a acestora (m. E. interacțiune chimică), particulele ar trebui să aibă o cantitate suficient de mare de energie cinetică. Forțele repulsive între particule și între ele sunt de energie sau o barieră potențială așa-numitele și interacțiune chimică este posibilă numai în cazul în care moleculele de coliziune capabil să-l depășească.
4) Pentru ca moleculele să traverseze bariera energetică într-o coliziune, ele trebuie să se deplaseze una față de cealaltă la o rată suficient de mare. Pentru a atinge această viteză necesară, avem nevoie de o anumită energie, numită energie de activare. Energia de activare E * este energia excesivă a moleculelor active comparativ cu energia inactivă sau altfel, energia pe care moleculele trebuie să o posede pentru a putea să interacționeze. Dimensiunea SI a energiei de activare este J / mol.
5) Cu cât energia de activare a reacției este mai mare, cu atât bariera energetică este mai mare și cu atât mai puțin numărul de molecule capabile să o depășească. Prin urmare, cu atât mai mare este E *. cu cât reacția este mai lentă.
6) Pe măsură ce crește temperatura, viteza de mișcare termică a moleculelor crește, astfel încât fracțiunea de molecule active crește. Cu alte cuvinte, atunci când crește temperatura, se produce activarea termică. ceea ce duce la o creștere a ratei de reacție.
Revenind la ecuația Arrhenius, rețineți că valoarea e - E * / RT ( „exponent“) egal cu fracțiunea de molecule active cu exces de energie E * pentru a intra într-o reacție chimică, iar coeficientul A (factorul de frecvență) este egală cu frecvența completă de ciocniri între molecule reactive substanțe în volumul de reacție.
Logaritmul ecuației lui Arrhenius, obținem ecuația unei linii drepte care nu trece prin origine:
E * ln k = ln A - 2,7. RT
Prin construirea graficului de date experimentale ale ln k 1 / T (t. N. „dependență Arrhenius“) pentru a calcula energia de activare a reacției în studiu pe panta, care în acest caz este egal cu -e * / R (Fig. 12.5).
Articole similare
Trimiteți-le prietenilor: