JG Van't Hoff a constatat că, de regulă, rata de reacție crește odată cu creșterea temperaturii. Conform regulii general acceptate a lui Van't Hoff, creșterea temperaturii cu 10 grade conduce la o creștere a ratei de reacție de la 2 la 4, mai puțin ori mai multe ori. Expresia matematică a domniei lui Van't Hoff
unde ut1 - rata de reacție la t1; υt2 - rata de reacție la t2; γ - coeficientul de temperatură constantă a vitezei de reacție sau coeficientul de temperatură al Van't Hoff, ia valorile 2, 3, 4 ori (nu neapărat valori întregi) în funcție de natura reactanților. Sensul fizic al coeficientului de temperatură: arată de câte ori rata de reacție crește odată cu creșterea temperaturii cu 10 grade.
Concentrația materiei cu temperatură în creștere variază nesemnificativ, creșterea temperaturii afectează în principal rata constantă. Prin urmare, are o valoare constantă numai la o temperatură constantă. Efectul temperaturii asupra constantei ratei este estimat de coeficientul de temperatură al constantei ratei de reacție γ,
Jacob Hendrick Vant-Goff (1852-1911)
unde kT și k (T + 10) sunt constantele ratei la temperaturile T și respectiv T + 10. Constanta vitezei de reacție la o anumită temperatură (T + n ∙ 10) k (T. + N ∙ 10) poate fi aproximată cu kT
kT + n ∙ 10 = γ n ∙ kT;
Pentru intervalele de temperatură mici, γ poate fi considerată ca o valoare constantă și exprimă constantă rata de reacție la o anumită temperatură. În care n poate fi fie număr întreg sau fracționar, adică intervalul dintre două temperaturi nu trebuie să fie un multiplu de 10, și pozitive sau negative. Deoarece rata constantă crește odată cu creșterea temperaturii, este evident că timpul de reacție va fi invers proporțional cu rata constantă
Această relație importantă face posibilă determinarea coeficientului de temperatură Van't Hoff dacă două valori ale constantei de rată sunt cunoscute la temperaturi diferite și, în consecință, valorile constantelor la alte temperaturi. Din acest raport, este posibil să se calculeze aproximativ timpul de reacție la o temperatură dată dacă timpul de reacție este cunoscut la orice altă temperatură.
Natura aproximativă a regulii Van't Hoff se explică prin faptul că efectul temperaturii asupra vitezei de reacție depinde de energia de activare Ea a reacției date. Energia de activare (Ea) - este energia în exces, care este necesară pentru particule (atom, moleculă, ion) pentru a depăși bariera energetică și transformându-se într-o stare activă. Ea este egală cu diferența dintre energia medie a moleculelor reacționate și energia pe care trebuie să o posede, astfel încât să apară o reacție chimică atunci când acestea se ciocnesc. Energia de activare depinde de natura substanțelor care reacționează. Dacă energia de activare este mică (<40 кДж/моль), то эти реакции практически протекают мгновенно. Если Еа> 120 kJ / mol, rata acestor reacții este foarte mică.
Reacțiile care necesită o energie de activare vizibilă pentru curgerea lor încep cu ruperea sau slăbirea legăturilor dintre atomi din moleculele substanțelor inițiale. În acest caz, substanțele trec într-o stare intermediară instabilă, caracterizată printr-o mare rezervă de energie. Această stare este numită complex activat. Este pentru formarea ei și energia de activare este necesară. Un complex activ instabil există pentru un timp foarte scurt. Se descompune pentru a forma produse de reacție; astfel, energia este alocată.
În cel mai simplu caz, complexul activat este o configurație a atomilor în care legăturile vechi sunt slăbite și se formează altele noi. Complexul activat se formează în timpul reacțiilor directe și inverse. Din punct de vedere energetic, el diferă de substanțele inițiale cu cantitatea Ea a reacției directe, iar de cele finale cu reacția inversă Ea. Efectul termic al reacției va fi egal cu diferența Ea a reacțiilor directe și inverse.
În condiții normale, numai o parte din moleculele reactivilor au suficientă energie pentru a depăși bariera energetică a activării. Pe măsură ce crește temperatura, un număr din ce în ce mai mare de molecule de reactivi dobândesc suficientă energie pentru a depăși bariera energetică și, ca urmare, rata de reacție crește.
S. Arrhenius a arătat că numărul de particule active și, prin urmare, viteza și rata constantă cresc cu temperatura în conformitate cu legea exponențială. O dependență mai riguroasă a constantei ratei de temperatură este exprimată de ecuația empirică Arrenius
unde k este constanta vitezei de reacție; e este baza logaritmilor naturali; Ea este energia de activare; R este constanta gazului universal; T - temperatura pe scara Kelvin; ko este un factor pre-exponențial care indică fracțiunea numărului de coliziuni dintre molecule care se termină într-o reacție. Această ecuație este destul de bine satisfăcută pentru reacții omogene și reacții eterogene simple.
S. Arrhenius a folosit câteva idei teoretice despre mecanismul reacțiilor, în special conceptul energiei de activare. Doar acele coliziuni conduc la o transformare chimică, când moleculele de coliziune au suficientă energie pentru a efectua transformarea chimică.
Să reprezentăm grafic modificarea energiei în timpul reacției chimice
Nivelul I corespunde energiei reacției directe; nivelul II - corespunde energiei reacției inverse. Dacă o reacție directă (stare de tranziție I să precizeze II) este exotermă, alimentarea cu energie totală a produșilor de reacție mai puțin decât materiile prime, și anume sistemul ca rezultat al acestei reacții continuă la un nivel mai redus de energie (de la nivelul I la nivelul II). Diferența dintre nivelele I și II este egală cu efectul termic al reacției ΔH. Nivelul K determină cea mai mică rezervă de energie pe care o pot avea moleculele, astfel încât coliziunile lor pot duce la interacțiuni chimice. Diferența între nivelul de nivel K și I este energia de activare a reacției înainte (E * 1), iar diferența dintre nivelurile de K și II - energia de activare a reacției inverse (E * 2). Astfel, pe drumul dintre starea inițială și sistemul final trebuie să treacă printr-un fel de barieră energetică. Numai molecule active. molecule adică având în momentul coliziunii excesului de energie (sub forma dreapta) se pot angaja în reacția chimică corespunzătoare, adică trec prin bariera de energie.
Energia de activare Ea este caracteristică pentru fiecare reacție chimică. Acesta variază foarte mult: de la 50 la 350 kJ / mol. Cu cât valoarea Ea este mai mare. cu cât reacția este mai lentă; mai puțin Ea. cu cât reacția este mai rapidă. Cea mai simplă modalitate de a accelera reacția pentru valori mari ale Ea este creșterea temperaturii.
Articole similare
Trimiteți-le prietenilor: