Dependența vitezei de reacție de temperatură este determinată aproximativ de regula empirică Van't Hoff: La fiecare schimbare de 10 grade a temperaturii, viteza majorității reacțiilor se modifică de 2-4 ori.
Din punct de vedere matematic, regula lui van't Hoff este exprimată după cum urmează:
unde v(T2) și v(T1) sunt viteze de reacție, respectiv, la temperaturile T2 și T1 (T2> T1);
γ-coeficientul de temperatură al vitezei de reacție.
Valoarea lui γ pentru o reacție endotermă este mai mare decât pentru una exotermă. Pentru multe reacții, γ se află în intervalul 2-4.
Semnificația fizică a valorii γ este că arată de câte ori se modifică viteza de reacție cu o schimbare a temperaturii la fiecare 10 grade.
Deoarece viteza de reacție și constanta de viteză a unei reacții chimice sunt direct proporționale, expresia (3.6) este adesea scrisă sub următoarea formă:
(3.7)
unde k(T2), k(T1) sunt constante ale vitezei de reacție, respectiv
la temperaturile T2 și T1;
γ este coeficientul de temperatură al vitezei de reacție.
Exemplul 8. De câte grade trebuie crescută temperatura pentru a crește viteza de reacție de 27 de ori? Coeficientul temperaturii de reacție este 3.
Soluţie. Folosim expresia (3.6):
Se obține: 27 = , = 3, DT = 30.
Răspuns: 30 de grade.
Viteza de reacție și timpul în care are loc sunt invers proporționale: cu cât v este mai mare, cu atât mai mult
mai putin de t. Matematic acest lucru este exprimat prin relație
Exemplul 9. La o temperatură de 293 K, reacția are loc în 2 minute. Cât timp va dura această reacție la o temperatură de 273 K dacă γ = 2.
Soluţie. Din ecuația (3.8) rezultă:
.
Folosim ecuația (3.6), deoarece 
Primim:
min.
Răspuns: 8 min.
Regula lui Van't Hoff este aplicabilă unui număr limitat de reacții chimice. Efectul temperaturii asupra ratei proceselor este adesea determinat folosind ecuația Arrhenius.
Ecuația lui Arrhenius . În 1889, omul de știință suedez S. Arre-1ius, pe baza experimentelor, a derivat o ecuație care poartă numele lui
unde k este constanta vitezei de reacție;
k0 - factor pre-exponenţial;
e este baza logaritmului natural;
Ea este o constantă numită energie de activare, determinată de natura reactivilor:
R este constanta universală a gazului egală cu 8,314 J/mol × K.
Valorile Ea pentru reacțiile chimice variază de la 4 la 400 kJ/mol.
Multe reacții sunt caracterizate de o anumită barieră energetică. Pentru a o depăși, este necesară energia de activare - un oarecare exces de energie (comparativ cu energia dăunătoare a moleculelor la o anumită temperatură), pe care moleculele trebuie să o aibă pentru ca ciocnirea lor să fie eficientă, adică să conducă la formarea unei noi substanţă. Pe măsură ce temperatura crește, numărul de molecule active crește rapid, ceea ce duce la o creștere bruscă a vitezei de reacție.
În general, dacă temperatura de reacție se modifică de la T1 la T2, ecuația (3.9) după logaritm ia forma:
. (3.10)
Această ecuație vă permite să calculați energia de activare a unei reacții pe măsură ce temperatura se schimbă de la T1 la T2.
Viteza reacțiilor chimice crește în prezența unui catalizator. Efectul unui catalizator este că formează compuși intermediari instabili (complecși activați) cu reactivi, a căror descompunere duce la formarea produselor de reacție. În acest caz, energia de activare scade, iar moleculele a căror energie a fost insuficientă pentru a efectua reacția în absența unui catalizator devin active. Ca urmare, numărul total de molecule active crește și viteza de reacție crește.
Modificarea vitezei de reacție în prezența unui catalizator este exprimată prin următoarea ecuație:
, (3.11)
unde vcat și Ea(cat) sunt viteza și energia de activare a unei reacții chimice în prezența unui catalizator;
v și Ea sunt viteza și energia de activare a unei reacții chimice fără catalizator.
Exemplul 10. Energia de activare a unei anumite reacții în absența unui catalizator este de 75,24 kJ/mol, cu un catalizator - 50,14 kJ/mol. De câte ori crește viteza de reacție în prezența unui catalizator dacă reacția are loc la o temperatură de 298 K? Soluţie. Să folosim ecuația (3.11). Înlocuirea datelor în ecuație
pentru studenții direcției 6070104 „Transport maritim și fluvial”
specialități
„Operarea echipamentelor electrice și a echipamentelor de automatizare a navei”,
directii 6.050702 Specialitatea „Electromecanica”.
„Sisteme electrice și complexe de vehicule”,
„Sisteme de automatizare electromecanice și acționare electrică”
forme de învăţământ cu normă întreagă şi cu frecvenţă redusă
Tiraj_____ exemplare Semnat pentru publicare_____________.
Nr. comanda________. Volumul 1.08 p.l.
Editura „Universitatea Tehnologică Marină de Stat Kerch”
98309 Kerci, Ordzhonikidze, 82.
regula lui Van't Hoff. Ecuația lui Arrhenius.
Conform regulii de bază a lui van't Hoff, formulată în jurul anului 1880, viteza majorității reacțiilor crește de 2-4 ori cu o creștere de 10 grade a temperaturii dacă reacția se desfășoară la aproape temperatura camerei. De exemplu, timpul de înjumătățire al oxidului nitric gazos (V) la 35°C este de aproximativ 85 de minute, la 45°C este de aproximativ 22 de minute. iar la 55°C - aproximativ 8 minute.
Știm deja că la orice temperatură constantă viteza de reacție este descrisă printr-o ecuație cinetică empirică, care în majoritatea cazurilor (cu excepția reacțiilor cu mecanism foarte complex) este produsul dintre constanta de viteză și concentrațiile reactanților în puteri egale cu ordinele de reacție. Concentrațiile de reactivi sunt practic independente de temperatură, iar comenzile, după cum arată experiența, sunt și ele independente. În consecință, constantele vitezei sunt responsabile pentru dependența puternică a vitezei de reacție de temperatură. Dependența constantei de viteză de temperatură este de obicei caracterizată coeficientul de temperatură al vitezei de reacție, care este raportul constantelor de viteză la temperaturi care diferă cu 10 grade
și care, conform regulii lui Van't Hoff, este de aproximativ 2-4.
Să încercăm să explicăm valorile mari observate ale coeficienților de temperatură ale vitezei de reacție folosind exemplul unei reacții omogene în faza gazoasă din punctul de vedere al teoriei cinetice moleculare a gazelor. Pentru ca moleculele de gaze care interacționează să reacționeze între ele, este necesară ciocnirea lor, în care unele legături sunt rupte și altele se formează, în urma căreia apare o nouă moleculă - molecula produsului de reacție. În consecință, viteza de reacție depinde de numărul de ciocniri ale moleculelor reactante și de numărul de ciocniri, în special, de viteza mișcării termice haotice a moleculelor. Viteza moleculelor și, în consecință, numărul de ciocniri cresc cu temperatura. Cu toate acestea, doar o creștere a vitezei moleculelor nu explică o creștere atât de rapidă a vitezei de reacție cu temperatura. Într-adevăr, conform teoriei cinetice moleculare a gazelor, viteza medie a moleculelor este proporțională cu rădăcina pătrată a temperaturii absolute, adică atunci când temperatura sistemului crește cu 10 grade, să zicem, de la 300 la 310 K, media viteza moleculelor va crește doar de 310/300 = 1,02 ori - mult mai puțin decât este cerut de regula lui Van't Hoff.
Astfel, numai o creștere a numărului de ciocniri nu poate explica dependența de temperatură a constantelor vitezei de reacție. Evident, există un alt factor important la lucru aici. Pentru a o descoperi, să trecem la o analiză mai detaliată a comportamentului unui număr mare de particule la diferite temperaturi. Până acum am vorbit despre viteza medie a mișcării termice a moleculelor și modificarea acesteia cu temperatura, dar dacă numărul de particule din sistem este mare, atunci, conform legilor statisticii, particulele individuale pot avea o viteză și, în consecință, energie cinetică care se abate într-o măsură mai mare sau mai mică de la valoarea medie pentru o anumită temperatură. Această situație este prezentată în fig. (3.2), care
arată cum sunt distribuite piesele -
3.2. Distribuția particulelor după energia cinetică la diferite temperaturi:
2-T2; 3-T3; Ti cy prin energia cinetică la o anumită temperatură. Să considerăm, de exemplu, curba 1, corespunzătoare temperaturii Ti. Numărul total de particule din sistem (să-l notăm N 0) este egal cu aria de sub curbă. Numărul maxim de particule, egal cu Ni, are cea mai probabilă energie cinetică E 1 pentru o anumită temperatură. Particulele al căror număr este egal cu aria de sub curba din dreapta verticalei E 1 vor avea o energie mai mare, iar aria din stânga verticalei corespunde particulelor cu energie mai mică decât E. Cu cât energia cinetică diferă mai mult de medie, cu atât o au mai puține particule. Să alegem, de exemplu, o energie E a, mai mare decât E 1). La temperatura Ti, numărul de particule a căror energie depășește valoarea lui E a este doar o mică parte din numărul total de particule - aceasta este zona înnegrită de sub curba 1 la dreapta verticalei E a. Cu toate acestea, la o temperatură mai mare T 2, mai multe particule au deja o energie care depășește E a (curba 2), iar odată cu o creștere suplimentară a temperaturii la T 3 (curba 3), energia E a se dovedește a fi aproape de medie. , iar o astfel de rezervă de energie cinetică va avea deja aproximativ jumătate din toate moleculele. Viteza unei reacții este determinată nu de numărul total de ciocniri de molecule pe unitatea de timp, ci de acea parte a acesteia în care participă molecule a căror energie cinetică depășește o anumită limită E a, numită energia de activare a reacției. Omul de știință suedez S. Arrhenius a descoperit că creșterea vitezei majorității reacțiilor odată cu creșterea temperaturii are loc neliniar (spre deosebire de regula lui Van't Hoff). Arrhenius a descoperit că, în majoritatea cazurilor, constanta vitezei de reacție respectă ecuația LgK=lgA - , (3,14) care a fost numit Ecuații Arrhenius. E a - energia de activare (vezi mai jos) R este constanta molară a gazului egală cu 8,314 J/mol۰K, T - temperatura absolută A este o valoare constantă sau foarte puțin dependentă de temperatură. Se numește factor de frecvență deoarece se referă la frecvența coliziunilor moleculare și la probabilitatea ca o coliziune să se producă atunci când moleculele sunt orientate într-un mod favorabil reacției. După cum se poate observa din (3.14), odată cu creșterea energiei de activare E a constantă de viteză LA
scade. În consecință, viteza unei reacții scade pe măsură ce bariera sa energetică crește (vezi mai jos). Legea acțiunii masei stabilește relația dintre masele de substanțe care reacţionează în reacţiile chimice la echilibru. Legea acțiunii în masă a fost formulată în 1864-1867. K. Guldberg şi P. Waage. Conform acestei legi, viteza cu care substanțele reacționează între ele depinde de concentrația lor. Legea acțiunii masei este utilizată în diferite calcule ale proceselor chimice. Face posibilă rezolvarea întrebării în ce direcție este posibil cursul spontan al reacției luate în considerare la un raport dat al concentrațiilor substanțelor care reacţionează, ce randament al produsului dorit poate fi obținut. Regula lui Van't Hoff este o regulă empirică care permite, ca primă aproximare, să se estimeze efectul temperaturii asupra vitezei unei reacții chimice într-un interval mic de temperatură (de obicei de la 0 °C la 100 °C). Van't Hoff, pe baza multor experimente, a formulat următoarea regulă: Cu fiecare creștere de 10 grade a temperaturii, constanta de viteză a unei reacții elementare omogene crește de două până la patru ori. Ecuația care descrie această regulă este: V = V0 * Y(T2 − T1) / 10 unde V este viteza de reacție la o anumită temperatură (T2), V0 este viteza de reacție la temperatura T1, Y este coeficientul de temperatură al reacției (dacă este egal cu 2, de exemplu, atunci viteza de reacție va crește de 2 ori când temperatura crește cu 10 grade). Trebuie amintit că regula lui Van't Hoff are un domeniu de aplicare limitat. Multe reacții nu se supun, de exemplu, reacții care apar la temperaturi ridicate, reacții foarte rapide și foarte lente. De asemenea, regula lui Van't Hoff nu se aplică reacțiilor care implică molecule voluminoase, cum ar fi proteinele din sistemele biologice. Dependența de temperatură a vitezei de reacție este descrisă mai corect de ecuația Arrhenius. V = V0 * Y(T2 − T1) / 10 Energia de activareîn chimie și biologie, cantitatea minimă de energie care trebuie furnizată sistemului (în chimie exprimată în jouli pe mol) pentru ca o reacție să aibă loc. Termenul a fost introdus de Svante August Arrhenius în 1889. O desemnare tipică pentru energia de reacție este Ea. Energia de activare în fizică este cantitatea minimă de energie pe care electronii unei impurități donor trebuie să o primească pentru a intra în banda de conducere. În modelul chimic cunoscut sub numele de Teoria coliziunilor active (TAC), există trei condiții necesare pentru ca o reacție să aibă loc: Moleculele trebuie să se ciocnească. Aceasta este o condiție importantă, dar nu este suficientă, deoarece o coliziune nu provoacă neapărat o reacție. Moleculele trebuie să aibă energia necesară (energie de activare). În timpul unei reacții chimice, moleculele care interacționează trebuie să treacă printr-o stare intermediară, care poate avea mai multă energie. Adică, moleculele trebuie să depășească o barieră energetică; dacă acest lucru nu se întâmplă, reacția nu va începe. Moleculele trebuie să fie corect orientate unele față de altele. La temperatură scăzută (pentru o anumită reacție), majoritatea moleculelor au energie mai mică decât energia de activare și nu sunt capabile să depășească bariera energetică. Cu toate acestea, într-o substanță vor exista întotdeauna molecule individuale a căror energie este semnificativ mai mare decât media. Chiar și la temperaturi scăzute, majoritatea reacțiilor continuă să apară. Creșterea temperaturii vă permite să creșteți proporția de molecule cu energie suficientă pentru a depăși bariera energetică. Aceasta crește viteza de reacție. Descriere matematică Ecuația Arrhenius stabilește relația dintre energia de activare și viteza de reacție: k este constanta vitezei de reacție, A este factorul de frecvență al reacției, R este constanta universală a gazului, T este temperatura în kelvin. Pe măsură ce temperatura crește, probabilitatea depășirii barierei energetice crește. Regula generală: o creștere cu 10K a temperaturii dublează viteza de reacție Starea de tranziție Relația dintre energia de activare (Ea) și entalpia (entropia) reacției (ΔH) în prezența și absența unui catalizator. Cel mai înalt punct de energie reprezintă o barieră energetică. În prezența unui catalizator, este necesară mai puțină energie pentru a începe o reacție. O stare de tranziție este o stare a unui sistem în care distrugerea și crearea unei conexiuni sunt echilibrate. Sistemul se află într-o stare de tranziție pentru o perioadă scurtă de timp (10-15 s). Energia care trebuie cheltuită pentru a aduce sistemul într-o stare de tranziție se numește energie de activare. În reacțiile în mai multe etape care includ mai multe stări de tranziție, energia de activare corespunde celei mai mari valori energetice. După depășirea stării de tranziție, moleculele se împrăștie din nou odată cu distrugerea legăturilor vechi și formarea altora noi sau cu transformarea legăturilor originale. Ambele opțiuni sunt posibile, deoarece apar odată cu eliberarea energiei (acest lucru este clar vizibil în figură, deoarece ambele poziții sunt energetic mai mici decât energia de activare). Există substanțe care pot reduce energia de activare pentru o anumită reacție. Astfel de substanțe se numesc catalizatori. Biologii numesc astfel de substanțe enzime. În mod interesant, catalizatorii accelerează astfel reacția fără a participa ei înșiși la ea. La Pe măsură ce temperatura crește, viteza majorității reacțiilor chimice crește semnificativ, iar pentru reacțiile omogene, când sunt încălzite la fiecare zece grade, viteza de reacție crește de 2-4 ori.
Numărul total de particule din sistem (N) este egal cu aria de sub curbă. Numărul total de particule cu energie mai mare decât Ea este egal cu zona umbrită. Din figura 2 se poate observa că pe măsură ce temperatura crește, distribuția de energie a particulelor se modifică astfel încât proporția particulelor cu energie mai mare crește. Astfel, un concept important pentru o reacție chimică este energia de activare. Energia de activare este energia pe care trebuie să o aibă particulele pentru ca interacțiunea lor să ducă la o reacție chimică. Energia de activare este exprimată în kJ/mol. Pentru reacțiile care au loc cu o viteză vizibilă, energia de activare nu depășește 50 kJ/mol (pentru reacțiile de schimb ionic Ea » 0); dacă Ea > 100 kJ/mol, atunci viteza de reacție este nemăsurat de scăzută. În 1889, S. Arrhenius a dat o ecuație pentru dependența constantei de viteză a unei reacții chimice de temperatură: k = Ae - Ea/RT
unde, A -
factor pre-expopotenţial, în funcţie de natura substanţelor care reacţionează; R-
constanta de gaz = 8,314 J/(mol2 K);
ea-
energie de activare. Din ecuația lui Arrhenius rezultă că, cu cât energia de activare este mai mare, cu atât este necesară creșterea temperaturii pentru a menține viteza de reacție necesară. Figura 3 arată dependența modificării energiei potențiale a sistemului de reacție de calea de reacție. Din figura de mai sus se poate observa că pentru o reacție exotermă (care are loc odată cu degajarea de căldură), pierderea de molecule active este completată de energia eliberată în timpul reacției. În cazul unei reacții endoterme, este necesară căldură pentru a menține viteza de reacție necesară. Figura 10.3 Diagrama energetică a unei reacții chimice
A - reactivi, C - produse.
Substanțele străine, în funcție de impactul pe care îl au, pot accelera reacțiile - catalizatori sau le pot încetini - inhibitori. Catalizatori- sunt substanțe care accelerează reacțiile chimice, dar rămân neschimbate după reacție. Inhibitori -
acestea sunt substanțe care încetinesc reacțiile În practică, uneori este necesară încetinirea reacțiilor (coroziunea metalelor etc.) aceasta se realizează prin introducerea de inhibitori în sistemul de reacție. De exemplu, nitritul de sodiu, cromatul de potasiu și dicromatul reduc viteza de coroziune a metalelor. Promotori- substante care maresc activitatea catalizatorului. În acest caz, promotorii înșiși pot să nu aibă proprietăți catalitice. Otrăvuri catalitice- impurități străine din amestecul de reacție, ducând la pierderea parțială sau completă a activității catalizatorului. Astfel, urmele de arsen și fosfor determină o pierdere rapidă a activității catalizatorului V2O5 în timpul metodei de contact pentru producerea H2SO4. În reacțiile chimice, substanțele inițiale nu sunt întotdeauna complet transformate în produși de reacție. Acest lucru se întâmplă deoarece pe măsură ce produsele de reacție se acumulează, pot fi create condiții pentru ca reacția inversă să aibă loc. Majoritatea reacțiilor chimice sunt reversibile. De exemplu, să analizăm reacția reversibilă a sintezei amoniacului din azot și hidrogen, care este extrem de importantă pentru industrie: reactie directa -2N2 + 3H2 →2NH 3
,
reacție inversă - 2NH 3 →N 2
+ 3H 2,
reacție reversibilă - 2N 2 + 3H 2«
2NH3.
Reacțiile directe și inverse sunt reacții separate cu ecuațiile cinetice corespunzătoare, factorii de pre-expunere, energiile de activare etc. O caracteristică cantitativă importantă a reacțiilor reversibile este constanta de echilibru, care este determinată atunci când sistemul atinge echilibrul chimic - o stare în care ratele reacțiilor directe și inverse sunt egale. Exemple de aplicare a legii acțiunii în masă (LMA). Să derivăm constanta de echilibru folosind exemplul reacției de sinteză a amoniacului. Ecuația cinetică a reacției directe
N2+3H2 →2NH 3
are forma Vpr = Kpr 3.
Ecuația cinetică a reacției inverse
2NH3 →N 2
+ 3H 2
are forma Vobr = Cobr 2.
Într-o stare de echilibru chimic, Vpr = Vbr.
Înlocuind expresiile pentru vitezele reacțiilor directe și inverse în starea de echilibru chimic, obținem următoarea egalitate Kpr 3 = Cobr 2. După transformare obținem .
Dacă un sistem aflat în stare de echilibru chimic este supus oricărei influențe externe, atunci echilibrul ca urmare a proceselor care au loc în sistem se va deplasa în așa fel încât efectul va scădea. Când concentrația oricăreia dintre substanțele care participă la reacție crește, echilibrul se deplasează spre consumul acestei substanțe, iar când scade, spre formarea acestei substanțe. Exemplul 1.
Dacă într-un sistem de echilibru 2N2 + 3H2«
2NH3
adăugați N 2 sau H 2 , apoi, în conformitate cu principiul lui Le Chatelier, pentru a reduce concentrațiile acestor substanțe, echilibrul ar trebui să se deplaseze spre dreapta, randamentul de NH 3 va crește. Pe măsură ce concentrația de NH3 crește, echilibrul se va deplasa în mod corespunzător spre stânga. Presiunea într-un sistem de reacție închis este determinată de prezența substanțelor gazoase în acesta: cu cât sunt mai multe, cu atât presiunea este mai mare. Prin urmare, o modificare a presiunii externe va afecta echilibrul numai în cazurile în care sunt implicate substanțe gazoase, iar cantitatea acestora în reacțiile directe și inverse este diferită. Dacă presiunea este crescută într-un sistem care se află într-o stare de echilibru chimic, atunci va avea loc predominant o reacție, în urma căreia cantitatea de substanțe gazoase scade; când presiunea scade, are loc preferenţial o reacţie, în urma căreia cantitatea de produşi gazoşi creşte. Exemplul 1.
Este posibil să creștem randamentul produselor într-o reacție prin modificarea presiunii? CO2 (g) + H2 (g)«
CO(g) + H20(g).
Soluţie:
Amestecul de reacție include reactivi gazoși, dar cantitatea acestora în reacție nu se modifică: de la un mol de CO 2 (g) și un mol de H2 (g), un mol de CO (g) și H 2 O (g) sunt obtinut. Din acest motiv, schimbările de presiune nu afectează starea de echilibru. Exemplul 2.
Cum se vor schimba concentrațiile de echilibru ale reactanților odată cu creșterea presiunii în sistem? N2 + 3H2«2NH3? Din ecuația reacției este clar că din 4 moli de gaz ai produselor inițiale se formează 2 moli de gaz ai produselor de reacție. Astfel, cu o creștere a presiunii, echilibrul se va deplasa de la reacția directă, deoarece duce la o scădere a presiunii. Majoritatea reacțiilor chimice apar cu eliberarea sau absorbția căldurii. În primul caz, temperatura amestecului crește, în al doilea scade. Dacă un amestec de reacție în stare de echilibru chimic este încălzit, atunci, în conformitate cu principiul lui Le Chatelier, ar trebui să aibă loc o reacție predominant, în urma căreia căldura va fi absorbită, de exemplu. reacție endotermă; Când amestecul este răcit, ar trebui să aibă loc în mod predominant o reacție, în urma căreia va fi eliberată căldură, adică. reacție endotermă. Dacă temperatura este crescută într-un sistem aflat în stare de echilibru chimic, atunci echilibrul se deplasează către o reacție endotermă, iar când temperatura scade, către o reacție exotermă. Exemplu: 2N2 + 3H2«
2NH3,H0 = - 92 kJ
Reacția este exotermă, prin urmare, pe măsură ce temperatura crește, echilibrul se deplasează spre stânga, iar pe măsură ce temperatura scade, se deplasează spre dreapta. Rezultă de aici că, pentru a crește randamentul de amoniac, temperatura trebuie scăzută. În practică, ele mențin o temperatură de 500 0C, deoarece la o temperatură mai scăzută viteza reacției directe scade brusc. Echilibrul chimic este de natură dinamică: reacțiile directe și inverse nu se opresc la echilibru. Constanta de echilibru depinde de temperatura si natura reactantilor. Cu cât constanta de echilibru este mai mare, cu atât echilibrul este deplasat mai mult spre formarea produșilor de reacție directă Principiul lui Le Chatelier este universal, deoarece este aplicabil nu numai proceselor pur chimice, ci și fenomenelor fizico-chimice, cum ar fi cristalizarea, dizolvarea, fierberea și transformările de fază în solide. Dependența vitezei unei reacții chimice de temperatură. Viteza reacțiilor eterogene. În sistemele eterogene, reacțiile au loc la interfață. În acest caz, concentrația fazei solide rămâne aproape constantă și nu afectează viteza de reacție. Viteza unei reacții eterogene va depinde numai de concentrația substanței în faza lichidă sau gazoasă. Prin urmare, concentrațiile de solide nu sunt indicate în ecuația cinetică; valorile lor sunt incluse în valorile constantelor. De exemplu, pentru o reacție eterogenă ecuația cinetică poate fi scrisă EXEMPLU 4. Ordinea cinetică a reacției dintre crom și aluminiu este 1. Scrieți ecuațiile chimice și cinetice ale reacției. Reacția dintre aluminiu și clor este eterogenă, se poate scrie ecuația cinetică EXEMPLUL 5. Ecuația cinetică a reacției arata ca Determinați dimensiunea constantei de viteză și calculați viteza de dizolvare a argintului la o presiune parțială de oxigen Pa și o concentrație de cianura de potasiu de 0,055 mol/l. Dimensiunea constantei este determinată din ecuația cinetică dată în enunțul problemei: Înlocuind datele problemei în ecuația cinetică, găsim rata de dizolvare a argintului: EXEMPLUL 6. Ecuația cinetică a reacției arata ca Cum se va schimba viteza de reacție dacă concentrația de clorură de mercur (M) este redusă la jumătate și concentrația de oxalat –
ioni să se dubleze? După modificarea concentrației substanțelor inițiale, viteza de reacție este exprimată prin ecuația cinetică Comparând și, constatăm că viteza de reacție a crescut cu 2
ori. Pe măsură ce temperatura crește, viteza unei reacții chimice crește semnificativ. Dependența cantitativă a vitezei de reacție de temperatură este determinată de regula Van't Hoff. Pentru a caracteriza dependența vitezei unei reacții chimice (constantei de viteză) de temperatură, se folosește coeficientul de temperatură al vitezei de reacție (), numit și coeficientul Van't Hoff. Coeficientul de temperatură al vitezei de reacție arată de câte ori va crește viteza de reacție cu o creștere a temperaturii reactanților cu 10 grade. Matematic, dependența vitezei de reacție de temperatură este exprimată prin relație Unde –
coeficientul de temperatură al vitezei; –
T; T; ––
viteza de reacție constantă la temperatură T+ 10; ––
viteza de reacție la temperatură T+ 10. Pentru calcule este mai convenabil să folosiți ecuațiile precum și forme logaritmice ale acestor ecuații Creșterea vitezei de reacție cu creșterea temperaturii explică teoria activării.
Conform acestei teorii, atunci când particulele de substanțe care reacţionează se ciocnesc, ele trebuie să învingă forţele de respingere, să slăbească sau să rupă vechile legături chimice și să formeze altele noi. Ei trebuie să cheltuiască o anumită energie pentru aceasta, adică. depăși un fel de barieră energetică. O particulă care are energie în exces suficientă pentru a depăși bariera energetică se numește particule active.
În condiții normale, există puține particule active în sistem, iar reacția se desfășoară într-un ritm mai lent. Dar particulele inactive pot deveni active dacă le oferiți energie suplimentară. O modalitate de a activa particulele este creșterea temperaturii. Pe măsură ce temperatura crește, numărul de particule active din sistem crește brusc și viteza de reacție crește.Întrebarea 18. Regula lui Van't Hoff.
Întrebarea 19. Energia de activare.
Reacție exotermă
Reacție endotermă
2.4 Influența substanțelor străine
3. Echilibru chimic
4.
Principiul lui Le Chatelier
4.1 Efectul modificării concentrațiilor asupra echilibrului
4.2 Efectul modificărilor de presiune asupra echilibrului
4.3 Efectul schimbărilor de temperatură asupra echilibrului chimic