Reaksjonshastighetens avhengighet av temperatur bestemmes omtrentlig av den empiriske Van't Hoff-regelen: For hver 10 graders endring i temperaturen endres hastigheten på de fleste reaksjoner med 2-4 ganger.
Matematisk er van't Hoffs regel uttrykt som følger:
hvor v(T2) og v(T1) er henholdsvis reaksjonshastigheter ved temperaturer T2 og T1 (T2> T1);
γ-temperaturkoeffisient for reaksjonshastighet.
Verdien av γ for en endoterm reaksjon er høyere enn for en eksoterm. For mange reaksjoner ligger γ i området 2-4.
Den fysiske betydningen av verdien γ er at den viser hvor mange ganger reaksjonshastigheten endres med en endring i temperaturen for hver 10. grad.
Siden reaksjonshastigheten og hastighetskonstanten til en kjemisk reaksjon er direkte proporsjonale, skrives uttrykk (3.6) ofte i følgende form:
(3.7)
hvor k(T2), k(T1) er henholdsvis reaksjonshastighetskonstanter
ved temperaturer T2 og T1;
γ er temperaturkoeffisienten til reaksjonshastigheten.
Eksempel 8. Hvor mange grader må temperaturen økes for å øke reaksjonshastigheten med 27 ganger? Reaksjonstemperaturkoeffisienten er 3.
Løsning. Vi bruker uttrykk (3.6):
Vi får: 27 = , = 3, DT = 30.
Svar: 30 grader.
Reaksjonshastigheten og tiden den skjer er omvendt proporsjonal: jo større v, jo mer
mindre enn t. Matematisk uttrykkes dette ved relasjonen
Eksempel 9. Ved en temperatur på 293 K fortsetter reaksjonen på 2 minutter. Hvor lang tid vil det ta før denne reaksjonen skjer ved en temperatur på 273 K hvis γ = 2.
Løsning. Fra ligning (3.8) følger det:
.
Vi bruker ligning (3.6), siden 
Vi får:
min.
Svar: 8 min.
Van't Hoffs regel gjelder for et begrenset antall kjemiske reaksjoner. Effekten av temperatur på hastigheten til prosesser bestemmes ofte ved å bruke Arrhenius-ligningen.
Arrhenius-ligningen . I 1889 utledet den svenske vitenskapsmannen S. Arre-1ius, basert på eksperimenter, en ligning som er oppkalt etter ham
hvor k er reaksjonshastighetskonstanten;
k0 - pre-eksponentiell faktor;
e er basisen til den naturlige logaritmen;
Ea er en konstant kalt aktiveringsenergi, bestemt av naturen til reagensene:
R er den universelle gasskonstanten lik 8,314 J/mol×K.
Ea-verdier for kjemiske reaksjoner varierer fra 4 til 400 kJ/mol.
Mange reaksjoner er preget av en viss energibarriere. For å overvinne det er aktiveringsenergi nødvendig - noe overskuddsenergi (sammenlignet med den skadelige energien til molekyler ved en gitt temperatur), som molekylene må ha for at deres kollisjon skal være effektiv, det vil si føre til dannelsen av en ny substans. Når temperaturen stiger, øker antallet aktive molekyler raskt, noe som fører til en kraftig økning i reaksjonshastigheten.
Generelt, hvis reaksjonstemperaturen endres fra T1 til T2, har ligning (3.9) etter logaritmen formen:
. (3.10)
Denne ligningen lar deg beregne aktiveringsenergien til en reaksjon når temperaturen endres fra T1 til T2.
Hastigheten av kjemiske reaksjoner øker i nærvær av en katalysator. Effekten av en katalysator er at den danner ustabile mellomforbindelser (aktiverte komplekser) med reagenser, hvis nedbrytning fører til dannelse av reaksjonsprodukter. I dette tilfellet avtar aktiveringsenergien, og molekyler hvis energi var utilstrekkelig til å utføre reaksjonen i fravær av en katalysator, blir aktive. Som et resultat øker det totale antallet aktive molekyler og reaksjonshastigheten øker.
Endringen i reaksjonshastigheten i nærvær av en katalysator uttrykkes ved følgende ligning:
, (3.11)
hvor vcat, og Ea(cat) er hastigheten og aktiveringsenergien til en kjemisk reaksjon i nærvær av en katalysator;
v og Ea er hastigheten og aktiveringsenergien til en kjemisk reaksjon uten katalysator.
Eksempel 10. Aktiveringsenergien til en viss reaksjon i fravær av en katalysator er 75,24 kJ/mol, med en katalysator - 50,14 kJ/mol. Hvor mange ganger øker reaksjonshastigheten i nærvær av en katalysator hvis reaksjonen skjer ved en temperatur på 298 K? Løsning. La oss bruke ligning (3.11). Bytter data inn i ligningen
for studenter ved retning 6070104 "Sjø- og elvetransport"
spesialiteter
"Drift av skipselektrisk utstyr og automasjonsutstyr",
veibeskrivelse 6.050702 Spesialitet "Elektromekanikk".
"Elektriske systemer og komplekser av kjøretøy",
"Elektromekaniske automasjonssystemer og elektrisk drift"
utdanningsformer på heltid og deltid
Opplag_____ kopier Signert for publisering___________.
Best.nr.________. Bind 1,08 p.l.
Forlag "Kerch State Marine Technological University"
98309 Kerch, Ordzhonikidze, 82.
Van't Hoffs regel. Arrhenius-ligningen.
I følge van't Hoffs tommelfingerregel, formulert rundt 1880, øker hastigheten på de fleste reaksjoner med 2-4 ganger med en 10-graders temperaturøkning dersom reaksjonen utføres ved nær romtemperatur. For eksempel er halveringstiden til gassformig nitrogenoksid (V) ved 35°C ca. 85 minutter, ved 45°C er den ca. 22 minutter. og ved 55°C - ca. 8 minutter.
Vi vet allerede at ved enhver konstant temperatur er reaksjonshastigheten beskrevet av en empirisk kinetisk ligning, som i de fleste tilfeller (bortsett fra reaksjoner med en svært kompleks mekanisme) er produktet av hastighetskonstanten og konsentrasjonen av reaktantene i potenser lik rekkefølgen på reaksjonen. Konsentrasjonene av reagenser er praktisk talt uavhengige av temperatur, og bestillingene, som erfaring viser, er også uavhengige. Følgelig er hastighetskonstanter ansvarlige for den skarpe avhengigheten av reaksjonshastigheten på temperaturen. Hastighetskonstantens avhengighet av temperatur er vanligvis karakterisert temperaturkoeffisient for reaksjonshastighet, som er forholdet mellom hastighetskonstanter ved temperaturer som varierer med 10 grader
og som ifølge Van't Hoffs regel er omtrent 2-4.
La oss prøve å forklare de observerte høye verdiene av temperaturkoeffisienter for reaksjonshastigheter ved å bruke eksemplet på en homogen reaksjon i gassfasen fra synspunktet til den molekylære kinetiske teorien om gasser. For at molekylene til interagerende gasser skal reagere med hverandre, er deres kollisjon nødvendig, der noen bindinger brytes og andre dannes, som et resultat av at et nytt molekyl vises - molekylet til reaksjonsproduktet. Følgelig avhenger reaksjonshastigheten av antall kollisjoner av reaktantmolekyler, og antall kollisjoner, spesielt av hastigheten på kaotisk termisk bevegelse av molekylene. Hastigheten til molekyler og følgelig antall kollisjoner øker med temperaturen. Men bare en økning i hastigheten til molekyler forklarer ikke en så rask økning i reaksjonshastigheter med temperatur. Faktisk, i henhold til den molekylære kinetiske teorien om gasser, er gjennomsnittshastigheten til molekyler proporsjonal med kvadratroten av den absolutte temperaturen, dvs. når temperaturen til systemet øker med 10 grader, for eksempel fra 300 til 310 K, gjennomsnittet molekylhastigheten vil bare øke med 310/300 = 1,02 ganger - mye mindre enn det som kreves av Van't Hoffs regel.
Dermed kan ikke en økning i antall kollisjoner alene forklare temperaturavhengigheten til reaksjonshastighetskonstanter. Det er åpenbart en annen viktig faktor på jobb her. For å avdekke det, la oss gå til en mer detaljert analyse av oppførselen til et stort antall partikler ved forskjellige temperaturer. Til nå har vi snakket om gjennomsnittshastigheten for termisk bevegelse av molekyler og dens endring med temperatur, men hvis antallet partikler i systemet er stort, kan individuelle partikler i henhold til statistikkens lover ha en hastighet og følgelig, kinetisk energi som avviker i større eller mindre grad fra gjennomsnittsverdien for en gitt temperatur. Denne situasjonen er avbildet i fig. (3.2), som
viser hvordan delene er fordelt -
3.2. Fordeling av partikler ved kinetisk energi ved forskjellige temperaturer:
2-T2; 3-T3; Ti cy av kinetisk energi ved en viss temperatur. La oss for eksempel vurdere kurve 1, tilsvarende temperatur Ti. Det totale antallet partikler i systemet (la oss betegne det N 0) er lik arealet under kurven. Maksimalt antall partikler, lik Ni, har den mest sannsynlige kinetiske energien E 1 for en gitt temperatur. Partikler hvis antall er lik arealet under kurven til høyre for vertikalen E 1 vil ha høyere energi, og arealet til venstre for vertikalen tilsvarer partikler med energi mindre enn E Jo mer den kinetiske energien skiller seg fra gjennomsnittet, jo færre partikler har den. La oss for eksempel velge noe energi E a, større enn E 1). Ved temperatur Ti er antallet partikler hvis energi overstiger verdien av E a bare en liten del av det totale antallet partikler - dette er det svarte området under kurve 1 til høyre for vertikalen E a. Men ved høyere temperatur T 2 har flere partikler allerede en energi som overstiger E a (kurve 2), og med en ytterligere temperaturøkning til T 3 (kurve 3) viser energien E a å være nær gjennomsnittet , og en slik reserve av kinetisk energi vil allerede ha omtrent halvparten av alle molekyler. Hastigheten til en reaksjon bestemmes ikke av det totale antallet kollisjoner av molekyler per tidsenhet, men av den delen av den der molekyler hvis kinetiske energi overskrider en viss grense E a, kalt aktiveringsenergien til reaksjonen, deltar. Dette blir ganske forståelig hvis vi husker at for den vellykkede forekomsten av en elementær reaksjonshandling, er det nødvendig at de gamle båndene brytes under en kollisjon og forholdene skapes for dannelsen av nye. Selvfølgelig krever dette energi som brukes - de kolliderende partiklene må ha tilstrekkelig tilførsel av det. Den svenske forskeren S. Arrhenius fant at økningen i frekvensen av de fleste reaksjoner med økende temperatur skjer ikke-lineært (i motsetning til Van't Hoffs regel). Arrhenius fant at i de fleste tilfeller følger reaksjonshastighetskonstanten ligningen LgK=lgA - , (3,14) som ble navngitt Arrhenius-ligninger. E a - aktiveringsenergi (se nedenfor) R er den molare gasskonstanten lik 8,314 J/mol۰K, T - absolutt temperatur A er en konstant eller svært liten temperaturavhengig verdi. Det kalles frekvensfaktoren fordi det er relatert til frekvensen av molekylære kollisjoner og sannsynligheten for at en kollisjon oppstår når molekylene er orientert på en måte som er gunstig for reaksjonen. Som det fremgår av (3.14), med økende aktiveringsenergi E a hastighetskonstanten TIL
avtar. Følgelig avtar reaksjonshastigheten når energibarrieren øker (se nedenfor). Loven om massevirkning etablerer forholdet mellom massene av reagerende stoffer i kjemiske reaksjoner ved likevekt. Loven om masseaksjon ble formulert i 1864-1867. K. Guldberg og P. Waage. I henhold til denne loven avhenger hastigheten med hvilken stoffer reagerer med hverandre av konsentrasjonen deres. Massevirkningsloven brukes i ulike beregninger av kjemiske prosesser. Det gjør det mulig å løse spørsmålet i hvilken retning det spontane forløpet av reaksjonen under vurdering er mulig ved et gitt forhold mellom konsentrasjonene av de reagerende stoffene, hvilket utbytte av det ønskede produktet kan oppnås. Van't Hoffs regel er en empirisk regel som tillater, som en første tilnærming, å estimere effekten av temperatur på hastigheten til en kjemisk reaksjon i et lite temperaturområde (vanligvis fra 0 °C til 100 °C). Van't Hoff, basert på mange eksperimenter, formulerte følgende regel: For hver 10 graders temperaturøkning øker hastighetskonstanten for en homogen elementær reaksjon to til fire ganger. Ligningen som beskriver denne regelen er: V = V0 * Y(T2 − T1) / 10 hvor V er reaksjonshastigheten ved en gitt temperatur (T2), V0 er reaksjonshastigheten ved temperatur T1, Y er temperaturkoeffisienten for reaksjonen (hvis den er lik 2, for eksempel, vil reaksjonshastigheten øke 2 ganger når temperaturen øker med 10 grader). Det bør huskes at Van't Hoffs regel har et begrenset anvendelsesområde. Mange reaksjoner følger den ikke, for eksempel reaksjoner som skjer ved høye temperaturer, veldig raske og veldig langsomme reaksjoner. Van't Hoffs regel gjelder heller ikke for reaksjoner som involverer voluminøse molekyler, for eksempel proteiner i biologiske systemer. Temperaturavhengigheten til reaksjonshastigheten er mer korrekt beskrevet av Arrhenius-ligningen. V = V0 * Y(T2 − T1) / 10 Aktiveringsenergi i kjemi og biologi, minimumsmengden energi som må tilføres systemet (i kjemi uttrykt i joule per mol) for at en reaksjon skal skje. Begrepet ble introdusert av Svante August Arrhenius i 1889. En typisk betegnelse for reaksjonsenergien er Ea. Aktiveringsenergi i fysikk er minimumsmengden energi som elektroner av en donorurenhet må motta for å komme inn i ledningsbåndet. I den kjemiske modellen kjent som Theory of Active Collisions (TAC), er det tre forhold som er nødvendige for at en reaksjon skal oppstå: Molekyler må kollidere. Dette er en viktig tilstand, men den er ikke tilstrekkelig, siden en kollisjon ikke nødvendigvis forårsaker en reaksjon. Molekyler må ha nødvendig energi (aktiveringsenergi). Under en kjemisk reaksjon må de interagerende molekylene passere gjennom en mellomtilstand, som kan ha høyere energi. Det vil si at molekylene må overvinne en energibarriere; hvis dette ikke skjer, vil ikke reaksjonen begynne. Molekylene må være riktig orientert i forhold til hverandre. Ved lav (for en viss reaksjon) temperatur har de fleste molekyler energi mindre enn aktiveringsenergien og er ikke i stand til å overvinne energibarrieren. Men i et stoff vil det alltid være individuelle molekyler hvis energi er betydelig høyere enn gjennomsnittet. Selv ved lave temperaturer fortsetter de fleste reaksjoner å oppstå. Ved å øke temperaturen kan du øke andelen molekyler med tilstrekkelig energi til å overvinne energibarrieren. Dette øker reaksjonshastigheten. Matematisk beskrivelse Arrhenius-ligningen etablerer forholdet mellom aktiveringsenergi og reaksjonshastighet: k er reaksjonshastighetskonstanten, A er frekvensfaktoren for reaksjonen, R er den universelle gasskonstanten, T er temperaturen i kelvin. Når temperaturen stiger, øker sannsynligheten for å overvinne energibarrieren. Generell tommelfingerregel: en temperaturøkning på 10K dobler reaksjonshastigheten Overgangsfase Forholdet mellom aktiveringsenergien (Ea) og entalpien (entropien) av reaksjonen (ΔH) i nærvær og fravær av en katalysator. Det høyeste energipunktet representerer en energibarriere. I nærvær av en katalysator kreves det mindre energi for å starte en reaksjon. En overgangstilstand er en tilstand i et system der ødeleggelsen og opprettelsen av en forbindelse er balansert. Systemet er i en overgangstilstand i kort tid (10-15 s). Energien som må brukes for å bringe systemet inn i en overgangstilstand kalles aktiveringsenergi. I flertrinnsreaksjoner som inkluderer flere overgangstilstander, tilsvarer aktiveringsenergien den høyeste energiverdien. Etter å ha overvunnet overgangstilstanden, spres molekylene igjen med ødeleggelse av gamle bindinger og dannelse av nye eller med transformasjon av de opprinnelige bindingene. Begge alternativene er mulige, siden de oppstår med frigjøring av energi (dette er tydelig synlig på figuren, siden begge posisjonene er energisk lavere enn aktiveringsenergien). Det finnes stoffer som kan redusere aktiveringsenergien for en gitt reaksjon. Slike stoffer kalles katalysatorer. Biologer kaller slike stoffer enzymer. Interessant nok fremskynder katalysatorer dermed reaksjonen uten å delta i den selv. På Når temperaturen øker, øker hastigheten for de fleste kjemiske reaksjoner betydelig, og for homogene reaksjoner, når den varmes opp for hver tiende grad, øker reaksjonshastigheten med 2-4 ganger.
Det totale antallet partikler i systemet (N) er lik arealet under kurven. Det totale antallet partikler med energi større enn Ea er lik det skraverte området. Fra figur 2 kan man se at når temperaturen øker, endres energifordelingen til partikler slik at andelen partikler med høyere energi øker. Et viktig konsept for en kjemisk reaksjon er således aktiveringsenergi. Aktiveringsenergi er energien som partikler må ha for at deres interaksjon skal føre til en kjemisk reaksjon. Aktiveringsenergien uttrykkes i kJ/mol. For reaksjoner som skjer med en merkbar hastighet, overstiger ikke aktiveringsenergien 50 kJ/mol (for ionebytterreaksjoner Ea » 0); hvis Ea > 100 kJ/mol, så er reaksjonshastigheten umåtelig lav. I 1889 ga S. Arrhenius en ligning for avhengigheten av hastighetskonstanten til en kjemisk reaksjon på temperaturen: k = Ae - Ea/RT
hvor en -
pre-ekspotensiell faktor, avhengig av arten av de reagerende stoffene; R-
gass konstant = 8,314 J/(mol-K);
Ea-
aktiveringsenergi. Fra Arrhenius-ligningen følger det at jo høyere aktiveringsenergien er, desto mer er det nødvendig å øke temperaturen for å opprettholde den nødvendige reaksjonshastigheten. Figur 3 viser avhengigheten av endringen i den potensielle energien til det reagerende systemet på reaksjonsveien. Fra figuren ovenfor kan det sees at for en eksoterm reaksjon (som skjer med frigjøring av varme), blir tapet av aktive molekyler fylt opp av energien som frigjøres under reaksjonen. Ved en endoterm reaksjon kreves varme for å opprettholde den nødvendige reaksjonshastigheten. Figur 10.3 Energidiagram av en kjemisk reaksjon
A - reaktanter, C - produkter.
Fremmede stoffer, avhengig av påvirkningen de har, kan akselerere reaksjoner - katalysatorer eller bremse dem - inhibitorer. Katalysatorer- dette er stoffer som akselererer kjemiske reaksjoner, men forblir uendret etter reaksjonen. Inhibitorer -
dette er stoffer som bremser reaksjoner.I praksis er det noen ganger nødvendig å bremse reaksjoner (korrosjon av metaller etc.) dette oppnås ved å introdusere inhibitorer i reaksjonssystemet. For eksempel reduserer natriumnitritt, kaliumkromat og dikromat korrosjonshastigheten av metaller. Arrangører- stoffer som øker aktiviteten til katalysatoren. I dette tilfellet kan det hende at promotere i seg selv ikke har katalytiske egenskaper. Katalytiske giftstoffer- fremmede urenheter i reaksjonsblandingen, som fører til delvis eller fullstendig tap av katalysatoraktivitet. Spor av arsen og fosfor forårsaker således et raskt tap av aktivitet av V 2 O 5-katalysatoren under kontaktmetoden for å produsere H 2 SO 4. I kjemiske reaksjoner blir ikke alltid utgangsstoffene fullstendig omdannet til reaksjonsprodukter. Dette skjer fordi etter hvert som reaksjonsprodukter akkumuleres, kan det skapes betingelser for at den omvendte reaksjonen kan oppstå. De fleste kjemiske reaksjoner er reversible. Som et eksempel, la oss analysere den reversible reaksjonen av ammoniakksyntese fra nitrogen og hydrogen, som er ekstremt viktig for industrien: direkte reaksjon -2N2 + 3H2 →2NH 3
,
revers reaksjon - 2NH 3 →N 2
+ 3H 2,
reversibel reaksjon - 2N 2 + 3H 2«
2NH 3.
Forover- og bakreaksjonene er separate reaksjoner med deres tilsvarende kinetiske ligninger, pre-eksponeringsfaktorer, aktiveringsenergier, etc. Et viktig kvantitativt kjennetegn ved reversible reaksjoner er likevektskonstanten, som bestemmes når systemet når kjemisk likevekt - en tilstand der hastighetene for forover- og reversreaksjoner er like. Eksempler på anvendelse av masseaksjonsloven (LMA). La oss utlede likevektskonstanten ved å bruke eksemplet på ammoniakksyntesereaksjonen. Kinetisk ligning for foroverreaksjon
N2+3H2→2NH 3
har formen Vpr = Kpr 3.
Kinetisk ligning for omvendt reaksjon
2NH3 →N 2
+ 3H 2
har formen Vobr = Cobr 2.
I en tilstand av kjemisk likevekt er Vpr = Vbr.
Ved å erstatte uttrykkene for hastighetene for direkte og omvendte reaksjoner i tilstanden til kjemisk likevekt, får vi følgende likhet Kpr 3 = Cobr 2. Etter transformasjon får vi .
Hvis et system i en tilstand av kjemisk likevekt er utsatt for ytre påvirkning, vil likevekten som følge av prosesser som skjer i systemet forskyves på en slik måte at effekten vil avta. Når konsentrasjonen av noen av stoffene som deltar i reaksjonen øker, skifter likevekten mot forbruket av dette stoffet, og når det avtar, mot dannelsen av dette stoffet. Eksempel 1.
Hvis i et likevektssystem 2N2 + 3H2«
2NH 3
tilsett N 2 eller H 2 , så, i samsvar med Le Chateliers prinsipp, for å redusere konsentrasjonene av disse stoffene, bør likevekten skifte til høyre, utbyttet av NH 3 vil øke. Når konsentrasjonen av NH 3 øker, vil likevekten tilsvarende forskyves mot venstre. Trykket i et lukket reaksjonssystem bestemmes av tilstedeværelsen av gassformige stoffer i det: jo flere av dem, jo større er trykket. Derfor vil en endring i ytre trykk påvirke likevekten bare i tilfeller der gassformige stoffer er involvert, og deres mengde i forover- og bakreaksjonene er forskjellig. Hvis trykket økes i et system som er i en tilstand av kjemisk likevekt, vil det overveiende oppstå en reaksjon, som et resultat av at mengden av gassformige stoffer avtar; når trykket synker, skjer det fortrinnsvis en reaksjon, som et resultat av at mengden av gassformige produkter øker. Eksempel 1.
Er det mulig å øke utbyttet av produkter i en reaksjon ved å endre trykket? CO 2 (g) + H 2 (g)«
CO(g) + H20(g).
Løsning:
Reaksjonsblandingen inkluderer gassformige reagenser, men mengden deres i reaksjonen endres ikke: fra ett mol CO 2 (g) og ett mol H2 (g), ett mol CO (g) og H 2 O (g) er oppnådd. Av denne grunn påvirker ikke endringer i trykket likevektstilstanden. Eksempel 2.
Hvordan vil likevektskonsentrasjonene av reaktanter endres med økende trykk i systemet? N2 + 3H2 «2NH3? Fra reaksjonsligningen er det klart at fra 4 mol av gassen til startproduktene dannes 2 mol av gassen til reaksjonsproduktene. Med en økning i trykket vil likevekten således skifte fra den fremre reaksjonen, siden den fører til en reduksjon i trykket. De fleste kjemiske reaksjoner skjer med frigjøring eller absorpsjon av varme. I det første tilfellet øker temperaturen på blandingen, i det andre synker den. Hvis en reaksjonsblanding i en tilstand av kjemisk likevekt varmes opp, bør det i samsvar med Le Chateliers prinsipp hovedsakelig skje en reaksjon, som et resultat av at varme vil bli absorbert, dvs. endoterm reaksjon; Når blandingen er avkjølt, bør det overveiende oppstå en reaksjon, som et resultat av at varme vil frigjøres, dvs. endoterm reaksjon. Hvis temperaturen økes i et system i en tilstand av kjemisk likevekt, så skifter likevekten mot en endoterm reaksjon, og når temperaturen synker, mot en eksoterm reaksjon. Eksempel: 2N2 + 3H2«
2NH3,H0 = -92 kJ
Reaksjonen er eksoterm, derfor, når temperaturen øker, skifter likevekten til venstre, og når temperaturen synker, skifter den til høyre. Det følger av dette at for å øke utbyttet av ammoniakk må temperaturen senkes. I praksis holder de en temperatur på 500 0C, siden ved en lavere temperatur avtar hastigheten på den direkte reaksjonen kraftig. Kjemisk likevekt er dynamisk i naturen: forover- og bakreaksjoner stopper ikke ved likevekt. Likevektskonstanten avhenger av temperaturen og reaktantenes natur. Jo større likevektskonstanten er, jo mer forskyves likevekten mot dannelsen av direkte reaksjonsprodukter Le Chateliers prinsipp er universelt, siden det ikke bare gjelder for rent kjemiske prosesser, men også på fysisk-kjemiske fenomener, som krystallisering, oppløsning, koking og fasetransformasjoner i faste stoffer. Avhengighet av hastigheten til en kjemisk reaksjon på temperaturen. Hastighet for heterogene reaksjoner. I heterogene systemer oppstår reaksjoner i grensesnittet. I dette tilfellet forblir konsentrasjonen av den faste fasen nesten konstant og påvirker ikke reaksjonshastigheten. Hastigheten til en heterogen reaksjon vil kun avhenge av konsentrasjonen av stoffet i væske- eller gassfasen. Konsentrasjonene av faste stoffer er derfor ikke angitt i den kinetiske ligningen; deres verdier er inkludert i verdiene til konstantene. For eksempel for en heterogen reaksjon den kinetiske ligningen kan skrives EKSEMPEL 4. Den kinetiske rekkefølgen av reaksjonen mellom krom og aluminium er 1. Skriv de kjemiske og kinetiske ligningene for reaksjonen. Reaksjonen mellom aluminium og klor er heterogen, den kinetiske ligningen kan skrives EKSEMPEL 5. Kinetisk ligning av reaksjonen ser ut som Bestem dimensjonen til hastighetskonstanten og beregn hastigheten for sølvoppløsning ved et partialtrykk av oksygen Pa og en kaliumcyanidkonsentrasjon på 0,055 mol/l. Dimensjonen til konstanten bestemmes fra den kinetiske ligningen gitt i problemstillingen: Ved å erstatte problemdataene i den kinetiske ligningen finner vi hastigheten for sølvoppløsning: EKSEMPEL 6. Kinetisk ligning av reaksjonen ser ut som Hvordan vil reaksjonshastigheten endres hvis konsentrasjonen av kvikksølvklorid (M) halveres, og konsentrasjonen av oksalat –
ioner å doble? Etter endring av konsentrasjonen av utgangsstoffene uttrykkes reaksjonshastigheten ved den kinetiske ligningen Ved å sammenligne og finner vi at reaksjonshastigheten økte med 2
ganger. Når temperaturen øker, øker hastigheten på en kjemisk reaksjon markant. Reaksjonshastighetens kvantitative avhengighet av temperatur bestemmes av Van't Hoff-regelen. For å karakterisere avhengigheten av hastigheten til en kjemisk reaksjon (hastighetskonstant) av temperaturen, brukes temperaturkoeffisienten for reaksjonshastigheten (), også kalt Van't Hoff-koeffisienten. Temperaturkoeffisienten til reaksjonshastigheten viser hvor mange ganger reaksjonshastigheten vil øke med en økning i temperaturen på reaktantene med 10 grader. Matematisk uttrykkes reaksjonshastighetens avhengighet av temperatur ved relasjonen Hvor –
temperaturkoeffisient for hastighet; –
T; T; ––
reaksjonshastighetskonstant ved temperatur T+ 10; ––
reaksjonshastighet ved temperatur T+ 10. For beregninger er det mer praktisk å bruke ligningene samt logaritmiske former for disse ligningene Økningen i reaksjonshastigheten med økende temperatur forklarer aktiveringsteori.
I følge denne teorien, når partikler av reagerende stoffer kolliderer, må de overvinne frastøtende krefter, svekke eller bryte gamle kjemiske bindinger og danne nye. De må bruke en viss energi på dette, dvs. overvinne en slags energibarriere. En partikkel som har overskuddsenergi tilstrekkelig til å overvinne energibarrieren kalles aktive partikler.
Under normale forhold er det få aktive partikler i systemet, og reaksjonen går langsommere. Men inaktive partikler kan bli aktive hvis du gir dem ekstra energi. En måte å aktivere partikler på er å øke temperaturen. Når temperaturen stiger, øker antallet aktive partikler i systemet kraftig og reaksjonshastigheten øker.Spørsmål 18. Van't Hoffs regel.
Spørsmål 19. Aktiveringsenergi.
Eksoterm reaksjon
Endoterm reaksjon
2.4 Påvirkning av fremmedstoffer
3. Kjemisk likevekt
4.
Le Chateliers prinsipp
4.1 Effekt av endrede konsentrasjoner på likevekt
4.2 Effekt av trykkendringer på likevekt
4.3 Effekt av temperaturendringer på kjemisk likevekt