Ovisnost brzine reakcije od temperature približno je određena empirijskim Van't Hoffovim pravilom: Sa svakih 10 stepeni promene temperature, brzina većine reakcija se menja 2-4 puta.
Matematički, van't Hoffovo pravilo se izražava na sljedeći način:
gdje su v(T2) i v(T1) brzine reakcije, respektivno, na temperaturama T2 i T1 (T2> T1);
γ-temperaturni koeficijent brzine reakcije.
Vrijednost γ za endotermnu reakciju je veća nego za egzotermnu. Za mnoge reakcije, γ leži u rasponu od 2-4.
Fizičko značenje vrijednosti γ je da pokazuje koliko se puta mijenja brzina reakcije s promjenom temperature za svakih 10 stepeni.
Pošto su brzina reakcije i konstanta brzine hemijske reakcije direktno proporcionalne, izraz (3.6) se često piše u sledećem obliku:
(3.7)
gdje su k(T2), k(T1) konstante brzine reakcije
na temperaturama T2 i T1;
γ je temperaturni koeficijent brzine reakcije.
Primjer 8. Za koliko stepeni treba povećati temperaturu da bi se brzina reakcije povećala za 27 puta? Reakcioni temperaturni koeficijent je 3.
Rješenje. Koristimo izraz (3.6):
Dobijamo: 27 = , = 3, DT = 30.
Odgovor: 30 stepeni.
Brzina reakcije i vrijeme tokom kojeg se javlja obrnuto su proporcionalni: što je v veće, to više
manje od t. Matematički se to izražava relacijom
Primjer 9. Na temperaturi od 293 K, reakcija se odvija za 2 minute. Koliko će dugo trajati ova reakcija na temperaturi od 273 K ako je γ = 2.
Rješenje. Iz jednačine (3.8) slijedi:
.
Koristimo jednačinu (3.6), pošto 
dobijamo:
min.
Odgovor: 8 min.
Van't Hoffovo pravilo je primjenjivo na ograničen broj kemijskih reakcija. Utjecaj temperature na brzinu procesa se često određuje pomoću Arrheniusove jednadžbe.
Arrheniusova jednadžba . Godine 1889. švedski naučnik S. Arre-1ius je na osnovu eksperimenata izveo jednačinu koja je nazvana po njemu
gdje je k konstanta brzine reakcije;
k0 - predeksponencijalni faktor;
e je baza prirodnog logaritma;
Ea je konstanta koja se zove energija aktivacije, određena prirodom reagensa:
R je univerzalna plinska konstanta jednaka 8,314 J/mol×K.
Vrijednosti Ea za kemijske reakcije kreću se od 4 do 400 kJ/mol.
Mnoge reakcije karakterizira određena energetska barijera. Za njeno prevazilaženje neophodna je energija aktivacije – nešto viška energije (u poređenju sa štetnom energijom molekula na datoj temperaturi), koju molekuli moraju imati da bi njihov sudar bio efikasan, odnosno doveo do stvaranja novog supstance. Kako temperatura raste, broj aktivnih molekula se brzo povećava, što dovodi do naglog povećanja brzine reakcije.
Općenito, ako se temperatura reakcije promijeni od T1 do T2, jednadžba (3.9) nakon logaritma ima oblik:
. (3.10)
Ova jednadžba vam omogućava da izračunate energiju aktivacije reakcije kako se temperatura mijenja od T1 do T2.
Brzina hemijskih reakcija se povećava u prisustvu katalizatora. Učinak katalizatora je da sa reagensima stvara nestabilne intermedijarne spojeve (aktivirane komplekse), čija razgradnja dovodi do stvaranja produkta reakcije. U tom slučaju energija aktivacije se smanjuje, a molekuli čija energija nije bila dovoljna da izvedu reakciju u odsustvu katalizatora postaju aktivni. Kao rezultat, ukupan broj aktivnih molekula raste i brzina reakcije se povećava.
Promjena brzine reakcije u prisustvu katalizatora izražava se sljedećom jednačinom:
, (3.11)
gdje su vcat, i Ea(cat) brzina i energija aktivacije kemijske reakcije u prisustvu katalizatora;
v i Ea su brzina i energija aktivacije hemijske reakcije bez katalizatora.
Primjer 10. Energija aktivacije određene reakcije u odsustvu katalizatora je 75,24 kJ/mol, sa katalizatorom - 50,14 kJ/mol. Koliko puta se povećava brzina reakcije u prisustvu katalizatora ako se reakcija odvija na temperaturi od 298 K? Rješenje. Koristimo jednačinu (3.11). Zamjena podataka u jednačinu
za studente smera 6070104 „Pomorski i rečni saobraćaj”
specijaliteti
“Rad brodske elektro opreme i opreme za automatizaciju”,
smjerovi 6.050702 “Elektromehanika” specijalnost
"Električni sistemi i kompleksi vozila",
"Elektromehanički sistemi automatizacije i električni pogon"
redovni i vanredni oblici obrazovanja
Tiraž______ primjeraka Potpisano za objavljivanje_____________.
Narudžba br._______. Sveska 1.08 str.
Izdavačka kuća „Kerč državni pomorski tehnološki univerzitet”
98309 Kerč, Ordžonikidze, 82.
Van't Hoffovo pravilo. Arrheniusova jednadžba.
Prema van't Hoffovom pravilu, formuliranom oko 1880. godine, brzina većine reakcija se povećava 2-4 puta s povećanjem temperature za 10 stupnjeva ako se reakcija izvodi na temperaturi blizu sobne. Na primjer, vrijeme poluraspada plinovitog dušikovog oksida (V) na 35°C je oko 85 minuta, na 45°C je 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 reakcija s vrlo složenim mehanizmom) proizvod konstante brzine i koncentracija reaktanata u snagama jednakim naredbe reakcije. Koncentracije reagensa su praktički nezavisne od temperature, a redosljedi su, kako pokazuje iskustvo, također nezavisni. Posljedično, konstante brzine su odgovorne za oštru ovisnost brzine reakcije o temperaturi. Obično se karakteriše zavisnost konstante brzine od temperature temperaturni koeficijent brzine reakcije, što je omjer konstanti brzine na temperaturama koje se razlikuju za 10 stepeni
a što je, prema Van't Hoffovom pravilu, otprilike 2-4.
Pokušajmo da objasnimo uočene visoke vrijednosti temperaturnih koeficijenata brzina reakcija na primjeru homogene reakcije u gasnoj fazi sa stanovišta molekularno-kinetičke teorije plinova. Da bi molekuli plinova u interakciji međusobno reagirali, neophodan je njihov sudar, u kojem se neke veze prekidaju, a druge formiraju, uslijed čega se pojavljuje novi molekul - molekul produkta reakcije. Posljedično, brzina reakcije ovisi o broju sudara molekula reaktanata, i broju sudara, posebno o brzini haotičnog toplinskog kretanja molekula. Brzina molekula i, shodno tome, broj sudara raste s temperaturom. Međutim, samo povećanje brzine molekula ne objašnjava tako brzo povećanje brzine reakcije s temperaturom. Zaista, prema molekularno-kinetičkoj teoriji plinova, prosječna brzina molekula je proporcionalna kvadratnom korijenu apsolutne temperature, tj. kada se temperatura sistema poveća za 10 stepeni, recimo, od 300 do 310 K, prosječna je brzina molekula će se povećati samo za 310/300 = 1,02 puta - mnogo manje nego što to zahtijeva Van't Hoffovo pravilo.
Dakle, samo povećanje broja sudara ne može objasniti temperaturnu zavisnost konstanti brzine reakcije. Očigledno, ovdje djeluje 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 sistemu velik, onda prema zakonima statistike pojedinačne čestice mogu imati brzinu i, shodno tome, kinetička energija koja u većoj ili manjoj mjeri odstupa od prosječne vrijednosti za datu temperaturu. Ova situacija je prikazana na sl. (3.2), koji
pokazuje kako su dijelovi raspoređeni -
3.2. Distribucija čestica kinetičkom energijom na različitim temperaturama:
2-T 2; 3-T 3; Ti cy kinetičkom energijom na određenoj temperaturi. Razmotrimo, na primjer, krivu 1, koja odgovara temperaturi Ti. Ukupan broj čestica u sistemu (označimo ga N 0) jednak je površini ispod krive. Maksimalni broj čestica, jednak Ni, ima najvjerovatniju kinetičku energiju E 1 za datu temperaturu. Čestice čiji je broj jednak površini ispod krive desno od vertikale E 1 imaće veću energiju, a površina levo od vertikale odgovara česticama sa energijom manjom od E Što se kinetička energija više razlikuje od prosječne, to je manje čestica ima. Odaberimo, na primjer, neku energiju E a, veću od E 1). Na temperaturi Ti, broj čestica čija energija prelazi vrijednost E a je samo mali dio ukupnog broja čestica - ovo je zacrnjeno područje ispod krivulje 1 desno od vertikale E a. Međutim, na višoj temperaturi T 2, više čestica već ima energiju veću od E a (kriva 2), a s daljim povećanjem temperature na T 3 (kriva 3), ispada da je energija E a blizu prosjeka , a takvu rezervu kinetičke energije imat će već oko polovina svih molekula. Brzina reakcije nije određena ukupnim brojem sudara molekula u jedinici vremena, već onim njenim dijelom u kojem učestvuju molekuli čija kinetička energija prelazi određenu granicu E a, koja se naziva aktivacijska energija reakcije. Švedski naučnik S. Arrhenius je otkrio da se povećanje brzine većine reakcija sa povećanjem temperature dešava nelinearno (za razliku od Van't Hoffovog pravila). Arrhenius je otkrio da u većini slučajeva konstanta brzine reakcije odgovara jednadžbi LgK=lgA - , (3.14) koji je dobio ime Arrheniusove jednadžbe. E a - energija aktivacije (vidi dolje) R je molarna plinska konstanta jednaka 8,314 J/mol۰K, T - apsolutna temperatura A je konstantna ili vrlo malo zavisna vrijednost od temperature. Naziva se faktorom frekvencije jer je povezan s učestalošću molekularnih sudara i vjerovatnoćom da do sudara dođe kada su molekuli orijentirani na način povoljan za reakciju. Kao što se može vidjeti iz (3.14), sa povećanjem energije aktivacije E a konstanta brzine TO
smanjuje. Posljedično, brzina reakcije se smanjuje kako se njena energetska barijera povećava (vidi dolje). Zakon djelovanja mase uspostavlja odnos između masa supstanci koje reagiraju u kemijskim reakcijama u ravnoteži. Zakon masovne akcije formulisan je 1864-1867. K. Guldberg i P. Waage. Prema ovom zakonu, brzina kojom tvari međusobno reagiraju ovisi o njihovoj koncentraciji. Zakon djelovanja mase koristi se u različitim proračunima kemijskih procesa. Omogućuje rješavanje pitanja u kojem smjeru je moguć spontani tok razmatrane reakcije pri datom omjeru koncentracija reagujućih supstanci, kakav se prinos željenog proizvoda može dobiti. Van't Hoffovo pravilo je empirijsko pravilo koje omogućava, kao prvu aproksimaciju, procjenu utjecaja temperature na brzinu kemijske reakcije u malom temperaturnom rasponu (obično od 0 °C do 100 °C). Van't Hoff je, na osnovu mnogih eksperimenata, formulisao sljedeće pravilo: Sa svakih 10 stupnjeva povećanja temperature, konstanta brzine homogene elementarne reakcije povećava se dva do četiri puta. Jednačina koja opisuje ovo pravilo je: V = V0 * Y(T2 − T1) / 10 gdje je V brzina reakcije na datoj temperaturi (T2), V0 je brzina reakcije na temperaturi T1, Y je temperaturni koeficijent reakcije (ako je, na primjer, jednak 2, tada će se brzina reakcije povećati 2 puta kada se temperatura poveća za 10 stepeni). Treba imati na umu da Van't Hoffovo pravilo ima ograničen opseg primjenjivosti. Mnoge reakcije mu se ne povinuju, na primjer, reakcije koje se odvijaju na visokim temperaturama, vrlo brze i vrlo spore reakcije. Van't Hoffovo pravilo se također ne primjenjuje na reakcije koje uključuju glomazne molekule, kao što su proteini u biološkim sistemima. Temperaturnu zavisnost brzine reakcije tačnije opisuje Arrheniusova jednačina. V = V0 * Y(T2 − T1) / 10 Energija aktivacije u hemiji i biologiji, minimalna količina energije koja se mora dostaviti sistemu (u hemiji izražena u džulima po molu) da bi se reakcija odigrala. Termin je uveo Svante August Arrhenius 1889. Tipična oznaka za energiju reakcije je Ea. Energija aktivacije u fizici je minimalna količina energije koju elektroni donorske nečistoće moraju primiti da bi ušli u provodni pojas. U hemijskom modelu poznatom kao teorija aktivnih sudara (TAC), postoje tri uslova neophodna da bi se reakcija odigrala: Molekuli se moraju sudarati. Ovo je važan uslov, ali nije dovoljan, jer sudar ne mora nužno izazvati reakciju. Molekuli moraju imati potrebnu energiju (aktivacionu energiju). Tokom hemijske reakcije, molekuli u interakciji moraju proći kroz međustanje, koje može imati više energije. To jest, molekuli moraju savladati energetsku barijeru; ako se to ne dogodi, reakcija neće početi. Molekuli moraju biti pravilno orijentisani jedan prema drugom. Na niskoj (za određenu reakciju) temperaturi, većina molekula ima energiju manju od energije aktivacije i nije u stanju da savlada energetsku barijeru. Međutim, u tvari će uvijek postojati pojedinačni molekuli čija je energija znatno veća od prosjeka. Čak i na niskim temperaturama, većina reakcija se nastavlja. Povećanje temperature omogućava vam da povećate udio molekula s dovoljno energije za prevladavanje energetske barijere. Ovo povećava brzinu reakcije. Matematički opis Arrheniusova jednačina uspostavlja odnos između energije aktivacije i brzine reakcije: k je konstanta brzine reakcije, A je faktor frekvencije za reakciju, R je univerzalna plinska konstanta, T je temperatura u kelvinima. Kako temperatura raste, povećava se vjerovatnoća prevladavanja energetske barijere. Opšte pravilo: povećanje temperature za 10K udvostručuje brzinu reakcije Prijelazno stanje Odnos između energije aktivacije (Ea) i entalpije (entropije) reakcije (ΔH) u prisustvu i odsustvu katalizatora. Najviša tačka energije predstavlja energetsku barijeru. U prisustvu katalizatora, potrebno je manje energije za pokretanje reakcije. Prijelazno stanje je stanje sistema u kojem su uništenje i stvaranje veze uravnoteženi. Sistem je u prelaznom stanju kratko vreme (10-15 s). Energija koja se mora potrošiti da se sistem dovede u prelazno stanje naziva se energija aktivacije. U višestepenim reakcijama koje uključuju nekoliko prelaznih stanja, energija aktivacije odgovara najvišoj energetskoj vrijednosti. Nakon što prevladaju prijelazno stanje, molekuli se ponovo raspršuju uz uništavanje starih veza i stvaranje novih ili s transformacijom izvornih veza. Obje opcije su moguće, jer se javljaju s oslobađanjem energije (ovo je jasno vidljivo na slici, budući da su oba položaja energetski niža od energije aktivacije). Postoje tvari koje mogu smanjiti energiju aktivacije za datu reakciju. Takve supstance se nazivaju katalizatori. Biolozi takve supstance nazivaju enzimima. Zanimljivo je da katalizatori na taj način ubrzavaju reakciju, a da sami u njoj ne učestvuju. At Kako temperatura raste, brzina većine kemijskih reakcija se značajno povećava, a za homogene reakcije, kada se zagrijavaju na svakih deset stupnjeva, brzina reakcije se povećava 2-4 puta.
Ukupan broj čestica u sistemu (N) jednak je površini ispod krive. Ukupan broj čestica sa energijom većom od Ea jednak je zasjenjenoj površini. Sa slike 2 može se vidjeti da se povećanjem temperature distribucija energije čestica mijenja tako da se povećava udio čestica sa većom energijom. Dakle, važan koncept za hemijsku reakciju je energija aktivacije. Energija aktivacije je energija koju čestice moraju imati da bi njihova interakcija dovela do kemijske reakcije. Energija aktivacije je izražena u kJ/mol. Za reakcije koje se odvijaju značajnom brzinom, energija aktivacije ne prelazi 50 kJ/mol (za reakcije jonske izmjene Ea » 0); ako je Ea > 100 kJ/mol, tada je brzina reakcije nemjerljivo niska. S. Arrhenius je 1889. dao jednačinu za ovisnost konstante brzine kemijske reakcije od temperature: k = Ae - Ea/RT
gdje, A -
predekspopotencijalni faktor, u zavisnosti od prirode reagujućih supstanci; R-
gasna konstanta = 8,314 J/(mol? K);
Ea-
aktivaciona energija. Iz Arrheniusove jednadžbe slijedi da što je veća energija aktivacije, to je više potrebno povećati temperaturu da bi se održala potrebna brzina reakcije. Na slici 3 prikazana je zavisnost promene potencijalne energije reakcionog sistema od puta reakcije. Iz gornje slike se može vidjeti da se za egzotermnu reakciju (koja se događa oslobađanjem topline), gubitak aktivnih molekula nadoknađuje energijom koja se oslobađa tijekom reakcije. U slučaju endotermne reakcije, toplina je potrebna za održavanje potrebne brzine reakcije. Slika 10.3 Energetski dijagram hemijske reakcije
A - reaktanti, C - proizvodi.
Strane tvari, ovisno o utjecaju koji imaju, mogu ubrzati reakcije - katalizatori ili ih usporiti - inhibitori. Katalizatori- to su tvari koje ubrzavaju kemijske reakcije, ali ostaju nepromijenjene nakon reakcije. Inhibitori -
to su supstance koje usporavaju reakcije. U praksi je ponekad potrebno usporiti reakcije (korozija metala i sl.) to se postiže uvođenjem inhibitora u reakcioni sistem. Na primjer, natrijev nitrit, kalijev kromat i dikromat smanjuju stopu korozije metala. Promoteri- tvari koje povećavaju aktivnost katalizatora. U ovom slučaju, sami promotori možda nemaju katalitička svojstva. Katalitički otrovi- strane nečistoće u reakcijskoj smjesi, koje dovode do djelomičnog ili potpunog gubitka aktivnosti katalizatora. Dakle, tragovi arsena i fosfora uzrokuju brz gubitak aktivnosti V 2 O 5 katalizatora tokom kontaktne metode za proizvodnju H 2 SO 4 . U kemijskim reakcijama početne tvari se ne pretvaraju uvijek u potpunosti u produkte reakcije. To se događa zato što se produkti reakcije akumuliraju, mogu se stvoriti uslovi za pojavu obrnute reakcije. Većina hemijskih reakcija je reverzibilna. Kao primjer, analizirajmo reverzibilnu reakciju sinteze amonijaka iz dušika i vodika, što je izuzetno važno za industriju: direktna reakcija -2N 2 + 3H 2 →2NH 3
,
obrnuta reakcija - 2NH 3 →N 2
+ 3H 2,
reverzibilna reakcija - 2N 2 + 3H 2«
2NH 3.
Prednja i reverzna reakcija su odvojene reakcije sa odgovarajućim kinetičkim jednačinama, faktorima prije izlaganja, energijama aktivacije itd. Važna kvantitativna karakteristika reverzibilnih reakcija je konstanta ravnoteže, koja se određuje kada sistem dostigne hemijsku ravnotežu – stanje u kojem su brzine napredne i reverzne reakcije jednake. Primjeri primjene zakona masovnog djelovanja (LMA). Izvedemo konstantu ravnoteže na primjeru reakcije sinteze amonijaka. Kinetička jednadžba naprijed reakcije
N 2 +3H 2 →2NH 3
ima oblik Vpr = Kpr 3.
Kinetička jednadžba obrnute reakcije
2NH 3 →N 2
+ 3H 2
ima oblik Vobr = Cobr 2.
U stanju hemijske ravnoteže, Vpr = Vbr.
Zamjenom izraza za brzine direktne i reverzne reakcije u uslov hemijske ravnoteže dobijamo sljedeću jednakost Kpr 3 = Cobr 2. Nakon transformacije dobijamo .
Ako je sistem u stanju hemijske ravnoteže podložan bilo kakvom spoljašnjem uticaju, onda će se ravnoteža kao rezultat procesa koji se dešavaju u sistemu pomeriti na način da će se efekat smanjiti. Kada se koncentracija bilo koje od tvari koje sudjeluju u reakciji poveća, ravnoteža se pomiče prema potrošnji ove tvari, a kada se smanji, prema stvaranju ove tvari. Primjer 1.
Ako je u ravnotežnom sistemu 2N 2 + 3H 2«
2NH 3
dodati N 2 ili H 2 , zatim, u skladu sa Le Chatelierovim principom, da bi se smanjile koncentracije ovih supstanci, ravnoteža bi se trebala pomjeriti udesno, prinos NH 3 će se povećati. Kako se koncentracija NH 3 povećava, ravnoteža će se shodno tome pomjeriti ulijevo. Pritisak u zatvorenom reakcionom sistemu određen je prisustvom gasovitih materija u njemu: što ih je više, to je veći pritisak. Stoga će promjena vanjskog tlaka utjecati na ravnotežu samo u slučajevima kada su uključene plinovite tvari, a njihova količina u naprijed i obrnutoj reakciji je različita. Ako se pritisak poveća u sistemu koji je u stanju hemijske ravnoteže, tada će se pretežno desiti reakcija, usled koje se smanjuje količina gasovitih materija; kada se tlak smanji, prvenstveno se javlja reakcija, zbog čega se povećava količina plinovitih proizvoda. Primjer 1.
Da li je moguće povećati prinos proizvoda u reakciji promjenom pritiska? CO 2 (g) + H 2 (g)«
CO(g) + H2O(g).
Rješenje:
Reakciona smjesa uključuje plinovite reagense, ali se njihova količina u reakciji ne mijenja: od jednog mola CO 2 (g) i jednog mola H2 (g), jedan mol CO (g) i H 2 O (g) su dobijeno. Iz tog razloga, promjene tlaka ne utječu na stanje ravnoteže. Primjer 2.
Kako će se ravnotežne koncentracije reaktanata mijenjati s povećanjem pritiska u sistemu? N 2 + 3H 2 « 2NH 3 ? Iz jednadžbe reakcije jasno je da se od 4 mola plina početnih proizvoda formiraju 2 mola plina produkta reakcije. Dakle, s povećanjem tlaka, ravnoteža će se pomaknuti od naprijed reakcije, jer to dovodi do smanjenja tlaka. Većina kemijskih reakcija odvija se oslobađanjem ili apsorpcijom topline. U prvom slučaju temperatura smjese se povećava, u drugom se smanjuje. Ako se reakciona smjesa u stanju kemijske ravnoteže zagrije, tada bi, u skladu s Le Chatelierovim principom, trebala nastupiti pretežno reakcija, uslijed koje će se apsorbirati toplina, tj. endotermna reakcija; Kada se smjesa ohladi, prije svega bi trebala nastupiti reakcija uslijed koje će se osloboditi toplina, tj. endotermna reakcija. Ako je temperatura u sistemu u stanju hemijske ravnoteže povećana, tada se ravnoteža pomera ka endotermnoj reakciji, a kada se temperatura smanjuje, ka egzotermnoj reakciji. Primjer: 2N 2 + 3H 2«
2NH3,H0 = - 92 kJ
Reakcija je egzotermna, dakle, kako temperatura raste, ravnoteža se pomiče ulijevo, a kako se temperatura smanjuje, pomiče se udesno. Iz ovoga slijedi da se temperatura mora sniziti da bi se povećao prinos amonijaka. U praksi održavaju temperaturu od 500 0C, jer na nižoj temperaturi brzina direktne reakcije naglo opada. Hemijska ravnoteža je po prirodi dinamička: prednje i obrnute reakcije se ne zaustavljaju u ravnoteži. Konstanta ravnoteže zavisi od temperature i prirode reaktanata. Što je veća konstanta ravnoteže, to se ravnoteža više pomera ka stvaranju direktnih produkta reakcije Le Chatelierov princip je univerzalan, jer je primjenjiv ne samo na čisto hemijske procese, već i na fizičko-hemijske pojave, kao što su kristalizacija, otapanje, ključanje i fazne transformacije u čvrstim materijama. Ovisnost brzine kemijske reakcije o temperaturi. Brzina heterogenih reakcija. U heterogenim sistemima, reakcije se dešavaju na interfejsu. U ovom slučaju, koncentracija čvrste faze ostaje gotovo konstantna i ne utječe na brzinu reakcije. Brzina heterogene reakcije ovisit će samo o koncentraciji tvari u tekućoj ili plinovitoj fazi. Zbog toga koncentracije čvrstih materija nisu naznačene u kinetičkoj jednadžbi, njihove vrednosti su uključene u vrednosti konstanti. Na primjer, za heterogenu reakciju kinetička jednačina se može napisati PRIMJER 4. Kinetički red reakcije između hroma i aluminijuma je 1. Napišite hemijsku i kinetičku jednačinu reakcije. Reakcija između aluminijuma i hlora je heterogena, može se napisati kinetička jednačina PRIMJER 5. Kinetička jednačina reakcije izgleda kao Odredite dimenziju konstante brzine i izračunajte brzinu rastvaranja srebra pri parcijalnom pritisku kiseonika Pa i koncentraciji kalijum cijanida od 0,055 mol/l. Dimenzija konstante je određena iz kinetičke jednadžbe date u opisu problema: Zamjenom podataka o problemu u kinetičku jednačinu, nalazimo brzinu rastvaranja srebra: PRIMJER 6. Kinetička jednačina reakcije izgleda kao Kako će se promijeniti brzina reakcije ako se koncentracija živinog klorida (M) prepolovi, a koncentracija oksalata –
joni da se udvostruče? Nakon promjene koncentracije polaznih tvari, brzina reakcije se izražava kinetičkom jednadžbom Uspoređujući i, nalazimo da se brzina reakcije povećala za 2
puta. Kako temperatura raste, brzina hemijske reakcije se značajno povećava. Kvantitativna ovisnost brzine reakcije o temperaturi određena je Van't Hoffovim pravilom. Za karakterizaciju ovisnosti brzine kemijske reakcije (konstante brzine) o temperaturi, koristi se temperaturni koeficijent brzine reakcije (), koji se također naziva Van't Hoffov koeficijent. Temperaturni koeficijent brzine reakcije pokazuje koliko će se puta brzina reakcije povećati sa povećanjem temperature reaktanata za 10 stepeni. Matematički, zavisnost brzine reakcije od temperature izražava se relacijom Gdje –
temperaturni koeficijent brzine; –
T; T; ––
konstanta brzine reakcije na temperaturi T+ 10; ––
brzina reakcije na temperaturi T+ 10. Za proračune je pogodnije koristiti jednačine kao i logaritamske forme ovih jednačina Objašnjava povećanje brzine reakcije s povećanjem temperature teorija aktivacije.
Prema ovoj teoriji, kada se čestice reagujućih supstanci sudare, one moraju savladati odbojne sile, oslabiti ili prekinuti stare hemijske veze i formirati nove. Za to moraju utrošiti određenu energiju, tj. savladati neku vrstu energetske barijere. Zove se čestica koja ima višak energije dovoljan da savlada energetsku barijeru aktivne čestice.
U normalnim uslovima, u sistemu ima malo aktivnih čestica, a reakcija se odvija sporije. Ali neaktivne čestice mogu postati aktivne ako im date dodatnu energiju. Jedan od načina da se aktiviraju čestice je povećanje temperature. Kako temperatura raste, broj aktivnih čestica u sistemu naglo raste i brzina reakcije raste.Pitanje 18. Van't Hoffovo pravilo.
Pitanje 19. Energija aktivacije.
Egzotermna reakcija
Endotermna reakcija
2.4 Utjecaj stranih tvari
3. Hemijska ravnoteža
4.
Le Chatelierov princip
4.1 Utjecaj promjene koncentracija na ravnotežu
4.2 Utjecaj promjena pritiska na ravnotežu
4.3 Utjecaj promjena temperature na hemijsku ravnotežu