Varësia e shpejtësisë së reagimit nga temperatura përcaktohet afërsisht nga rregulli empirik i Van't Hoff: Me çdo ndryshim 10 gradë në temperaturë, shkalla e shumicës së reaksioneve ndryshon me 2-4 herë.
Matematikisht, rregulli i van't Hoff shprehet si më poshtë:
ku v(T2) dhe v(T1) janë shpejtësia e reagimit, respektivisht, në temperaturat T2 dhe T1 (T2> T1);
γ-koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit.
Vlera e γ për një reaksion endotermik është më i lartë se për një ekzotermik. Për shumë reagime, γ shtrihet në intervalin 2-4.
Kuptimi fizik i vlerës γ është se tregon sa herë ndryshon shpejtësia e reagimit me një ndryshim të temperaturës për çdo 10 gradë.
Meqenëse shpejtësia e reaksionit dhe konstantja e shpejtësisë së një reaksioni kimik janë drejtpërdrejt proporcionale, shprehja (3.6) shpesh shkruhet në formën e mëposhtme:
(3.7)
ku k(T2), k(T1) janë përkatësisht konstante të shpejtësisë së reaksionit
në temperaturat T2 dhe T1;
γ është koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit.
Shembulli 8. Sa gradë duhet të rritet temperatura për të rritur shpejtësinë e reagimit me 27 herë? Koeficienti i temperaturës së reagimit është 3.
Zgjidhje. Ne përdorim shprehjen (3.6):
Marrim: 27 = , = 3, DT = 30.
Përgjigje: 30 gradë.
Shpejtësia e reaksionit dhe koha gjatë së cilës ndodh janë në përpjesëtim të zhdrejtë: sa më i madh v aq më shumë
më pak se t. Matematikisht kjo shprehet me relacionin
Shembulli 9. Në një temperaturë prej 293 K, reagimi vazhdon në 2 minuta. Sa kohë do të duhet për të ndodhur ky reaksion në një temperaturë prej 273 K nëse γ = 2.
Zgjidhje. Nga ekuacioni (3.8) rezulton:
.
Ne përdorim ekuacionin (3.6), pasi 
Ne marrim:
min.
Përgjigje: 8 min.
Rregulli i Van't Hoff është i zbatueshëm për një numër të kufizuar reaksionesh kimike. Efekti i temperaturës në shpejtësinë e proceseve shpesh përcaktohet duke përdorur ekuacionin Arrhenius.
Ekuacioni Arrhenius . Në vitin 1889, shkencëtari suedez S. Arre-1ius, bazuar në eksperimente, nxori një ekuacion që mban emrin e tij.
ku k është konstanta e shpejtësisë së reaksionit;
k0 - faktori paraeksponencial;
e është baza e logaritmit natyror;
Ea është një konstante e quajtur energji aktivizimi, e përcaktuar nga natyra e reagentëve:
R është konstanta universale e gazit e barabartë me 8,314 J/mol×K.
Vlerat e ea për reaksionet kimike variojnë nga 4 deri në 400 kJ/mol.
Shumë reagime karakterizohen nga një pengesë e caktuar energjetike. Për ta kapërcyer atë, është e nevojshme energjia e aktivizimit - një sasi e tepërt e energjisë (në krahasim me energjinë e dëmshme të molekulave në një temperaturë të caktuar), të cilën molekulat duhet të kenë në mënyrë që përplasja e tyre të jetë efektive, domethënë të çojë në formimin e një të re. substancë. Ndërsa temperatura rritet, numri i molekulave aktive rritet me shpejtësi, gjë që çon në një rritje të mprehtë të shpejtësisë së reagimit.
Në përgjithësi, nëse temperatura e reaksionit ndryshon nga T1 në T2, ekuacioni (3.9) pas logaritmit merr formën:
. (3.10)
Ky ekuacion ju lejon të llogaritni energjinë e aktivizimit të një reaksioni ndërsa temperatura ndryshon nga T1 në T2.
Shpejtësia e reaksioneve kimike rritet në prani të një katalizatori. Efekti i një katalizatori është se ai formon komponime të ndërmjetme të paqëndrueshme (komplekse të aktivizuara) me reagentët, dekompozimi i të cilave çon në formimin e produkteve të reaksionit. Në këtë rast, energjia e aktivizimit zvogëlohet dhe molekulat, energjia e të cilave ishte e pamjaftueshme për të kryer reaksionin në mungesë të një katalizatori, bëhen aktive. Si rezultat, numri i përgjithshëm i molekulave aktive rritet dhe shpejtësia e reagimit rritet.
Ndryshimi në shpejtësinë e reaksionit në prani të një katalizatori shprehet me ekuacionin e mëposhtëm:
, (3.11)
ku vcat dhe Ea(cat) janë shpejtësia dhe energjia e aktivizimit të një reaksioni kimik në prani të një katalizatori;
v dhe Ea janë shpejtësia dhe energjia e aktivizimit të një reaksioni kimik pa katalizator.
Shembulli 10. Energjia e aktivizimit të një reaksioni të caktuar në mungesë të një katalizatori është 75.24 kJ/mol, me një katalizator - 50.14 kJ/mol. Sa herë rritet shpejtësia e reaksionit në prani të një katalizatori nëse reaksioni ndodh në një temperaturë prej 298 K? Zgjidhje. Le të përdorim ekuacionin (3.11). Zëvendësimi i të dhënave në ekuacion
për studentët e drejtimit 6070104 “Transporti detar dhe lumor”
specialitete
"Operimi i pajisjeve elektrike të anijeve dhe pajisjeve të automatizimit",
drejtime 6.050702 specialiteti “Elektromekanika”.
"Sistemet elektrike dhe komplekset e automjeteve",
"Sistemet e automatizimit elektromekanik dhe ngasja elektrike"
format e arsimit me kohë të plotë dhe të pjesshme
Qarkullimi_____ kopje Nënshkruar për botim_____________.
Urdhri nr.________. Vëllimi 1.08 p.l.
Shtëpia botuese "Universiteti Teknologjik Detar Shtetëror Kerch"
98309 Kerç, Ordzhonikidze, 82.
Rregulli i Van't Hoff. Ekuacioni Arrhenius.
Sipas rregullit të madh të Van't Hoff, të formuluar rreth vitit 1880, shpejtësia e shumicës së reaksioneve rritet me 2-4 herë me një rritje të temperaturës 10 gradë nëse reaksioni kryhet në afërsi të temperaturës së dhomës. Për shembull, gjysma e jetës së oksidit nitrik të gaztë (V) në 35°C është rreth 85 minuta, në 45°C është rreth 22 minuta. dhe në 55°C - rreth 8 minuta.
Ne tashmë e dimë se në çdo temperaturë konstante shpejtësia e reaksionit përshkruhet nga një ekuacion kinetik empirik, i cili në shumicën e rasteve (përveç reaksioneve me një mekanizëm shumë kompleks) është produkt i konstantës së shpejtësisë dhe përqendrimeve të reaktantëve në fuqi të barabartë me urdhrat e reagimit. Përqendrimet e reagentëve janë praktikisht të pavarura nga temperatura, dhe porositë, siç tregon përvoja, janë gjithashtu të pavarura. Rrjedhimisht, konstantet e shpejtësisë janë përgjegjëse për varësinë e mprehtë të shpejtësisë së reagimit nga temperatura. Zakonisht karakterizohet varësia e konstantës së shpejtësisë nga temperatura koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit, që është raporti i konstanteve të shpejtësisë në temperatura që ndryshojnë me 10 gradë
dhe që, sipas rregullit të Van't Hoff, është afërsisht 2-4.
Le të përpiqemi të shpjegojmë vlerat e larta të vëzhguara të koeficientëve të temperaturës së shpejtësisë së reaksionit duke përdorur shembullin e një reaksioni homogjen në fazën e gazit nga pikëpamja e teorisë kinetike molekulare të gazeve. Në mënyrë që molekulat e gazeve ndërvepruese të reagojnë me njëra-tjetrën, është e nevojshme përplasja e tyre, në të cilën disa lidhje prishen dhe të tjera formohen, si rezultat i së cilës shfaqet një molekulë e re - molekula e produktit të reaksionit. Rrjedhimisht, shpejtësia e reagimit varet nga numri i përplasjeve të molekulave të reaktantëve, dhe numri i përplasjeve, në veçanti, nga shpejtësia e lëvizjes kaotike termike të molekulave. Shpejtësia e molekulave dhe, në përputhje me rrethanat, numri i përplasjeve rritet me temperaturën. Sidoqoftë, vetëm një rritje në shpejtësinë e molekulave nuk shpjegon një rritje kaq të shpejtë të shkallës së reagimit me temperaturën. Në të vërtetë, sipas teorisë kinetike molekulare të gazeve, shpejtësia mesatare e molekulave është proporcionale me rrënjën katrore të temperaturës absolute, d.m.th., kur temperatura e sistemit rritet me 10 gradë, të themi, nga 300 në 310 K, mesatarja shpejtësia e molekulave do të rritet vetëm me 310/300 = 1.02 herë - shumë më pak se sa kërkohet nga rregulli i Van't Hoff.
Kështu, vetëm një rritje në numrin e përplasjeve nuk mund të shpjegojë varësinë nga temperatura e konstanteve të shpejtësisë së reagimit. Natyrisht, këtu ka një tjetër faktor të rëndësishëm. Për ta zbuluar atë, le t'i drejtohemi një analize më të detajuar të sjelljes së një numri të madh grimcash në temperatura të ndryshme. Deri më tani kemi folur për shpejtësinë mesatare të lëvizjes termike të molekulave dhe ndryshimin e saj me temperaturën, por nëse numri i grimcave në sistem është i madh, atëherë sipas ligjeve të statistikave, grimcat individuale mund të kenë një shpejtësi dhe, në përputhje me rrethanat, energji kinetike që devijon në një masë më të madhe ose më të vogël nga vlera mesatare për një temperaturë të caktuar. Kjo situatë është paraqitur në Fig. (3.2), e cila
tregon se si shpërndahen pjesët -
3.2. Shpërndarja e grimcave me energji kinetike në temperatura të ndryshme:
2-T 2; 3-T 3; Ti cy nga energjia kinetike në një temperaturë të caktuar. Le të shqyrtojmë, për shembull, lakoren 1, që korrespondon me temperaturën Ti. Numri i përgjithshëm i grimcave në sistem (le ta shënojmë N 0) është i barabartë me sipërfaqen nën kurbë. Numri maksimal i grimcave, i barabartë me Ni, ka energjinë kinetike më të mundshme E 1 për një temperaturë të caktuar. Grimcat, numri i të cilave është i barabartë me sipërfaqen nën lakore në të djathtë të vertikales E 1 do të kenë energji më të madhe, dhe zona në të majtë të vertikales korrespondon me grimcat me energji më të vogël se E Sa më shumë energjia kinetike të ndryshojë nga mesatarja, aq më pak grimca e kanë atë. Le të zgjedhim, për shembull, disa energji E a, më të madhe se E 1). Në temperaturën Ti, numri i grimcave, energjia e të cilave tejkalon vlerën e E a është vetëm një pjesë e vogël e numrit të përgjithshëm të grimcave - kjo është zona e nxirë nën kurbën 1 në të djathtë të vertikales E a. Sidoqoftë, në një temperaturë më të lartë T 2, më shumë grimca tashmë kanë një energji që tejkalon Ea (kurba 2), dhe me një rritje të mëtejshme të temperaturës në T 3 (lakorja 3), energjia E a rezulton të jetë afër mesatares , dhe një rezervë e tillë e energjisë kinetike do të ketë tashmë rreth gjysmën e të gjitha molekulave. Shpejtësia e një reaksioni përcaktohet jo nga numri i përgjithshëm i përplasjeve të molekulave për njësi të kohës, por nga ajo pjesë e tij në të cilën marrin pjesë molekulat, energjia kinetike e të cilave tejkalon një kufi të caktuar E a, të quajtur energjia e aktivizimit të reaksionit. Shkencëtari suedez S. Arrhenius zbuloi se rritja e shpejtësisë së shumicës së reaksioneve me rritjen e temperaturës ndodh në mënyrë jolineare (në kontrast me rregullin e Van't Hoff). Arrhenius zbuloi se në shumicën e rasteve konstanta e shpejtësisë së reagimit i bindet ekuacionit LgK=lgA - , (3.14) e cila u emërua Ekuacionet Arrhenius. Ea - energjia e aktivizimit (shih më poshtë) R është konstanta e gazit molar e barabartë me 8.314 J/mol0K, T - temperatura absolute A është një vlerë konstante ose shumë pak e varur nga temperatura. Quhet faktori i frekuencës sepse lidhet me frekuencën e përplasjeve molekulare dhe probabilitetin që të ndodhë një përplasje kur molekulat janë të orientuara në një mënyrë të favorshme për reaksionin. Siç mund të shihet nga (3.14), me rritjen e energjisë së aktivizimit E a konstanta e shpejtësisë TE
zvogëlohet. Rrjedhimisht, shpejtësia e një reaksioni zvogëlohet me rritjen e pengesës së tij të energjisë (shih më poshtë). Ligji i veprimit të masës vendos marrëdhënien midis masave të substancave reaguese në reaksionet kimike në ekuilibër. Ligji i veprimit masiv u formulua në 1864-1867. K. Guldberg dhe P. Waage. Sipas këtij ligji, shpejtësia me të cilën substancat reagojnë me njëra-tjetrën varet nga përqendrimi i tyre. Ligji i veprimit të masës përdoret në llogaritjet e ndryshme të proceseve kimike. Ai bën të mundur zgjidhjen e pyetjes se në cilin drejtim është e mundur rrjedha spontane e reaksionit në shqyrtim në një raport të caktuar të përqendrimeve të substancave reaguese, çfarë rendimenti mund të merret nga produkti i dëshiruar. Rregulli i Van't Hoff është një rregull empirik që lejon, si përafrim i parë, të vlerësohet efekti i temperaturës në shpejtësinë e një reaksioni kimik në një interval të vogël temperaturash (zakonisht nga 0 °C deri në 100 °C). Van't Hoff, bazuar në shumë eksperimente, formuloi rregullin e mëposhtëm: Me çdo 10 gradë rritje të temperaturës, konstanta e shpejtësisë së një reaksioni elementar homogjen rritet dy deri në katër herë. Ekuacioni që përshkruan këtë rregull është: V = V0 * Y(T2 - T1) / 10 ku V është shpejtësia e reagimit në një temperaturë të caktuar (T2), V0 është shpejtësia e reagimit në temperaturën T1, Y është koeficienti i temperaturës së reaksionit (nëse është e barabartë me 2, për shembull, atëherë shpejtësia e reagimit do të rritet 2 herë kur temperatura rritet me 10 gradë). Duhet mbajtur mend se rregulli i Van't Hoff ka një shtrirje të kufizuar zbatueshmërie. Shumë reagime nuk i binden, për shembull, reagimet që ndodhin në temperatura të larta, reagime shumë të shpejta dhe shumë të ngadalta. Rregulli i Van't Hoff gjithashtu nuk zbatohet për reaksionet që përfshijnë molekula të mëdha, të tilla si proteinat në sistemet biologjike. Varësia nga temperatura e shpejtësisë së reaksionit përshkruhet më saktë nga ekuacioni Arrhenius. V = V0 * Y(T2 - T1) / 10 Energjia e aktivizimit në kimi dhe biologji, sasia minimale e energjisë që duhet t'i jepet sistemit (në kimi e shprehur në xhaul për mol) që të ndodhë një reaksion. Termi u prezantua nga Svante August Arrhenius në 1889. Një emërtim tipik për energjinë e reaksionit është Ea. Energjia e aktivizimit në fizikë është sasia minimale e energjisë që elektronet e një papastërtie dhuruese duhet të marrin për të hyrë në brezin e përcjelljes. Në modelin kimik të njohur si Teoria e Përplasjeve Aktive (TAC), ekzistojnë tre kushte të nevojshme për të ndodhur një reaksion: Molekulat duhet të përplasen. Ky është një kusht i rëndësishëm, por jo i mjaftueshëm, pasi një përplasje nuk shkakton domosdoshmërisht një reagim. Molekulat duhet të kenë energjinë e nevojshme (energjinë e aktivizimit). Gjatë një reaksioni kimik, molekulat ndërvepruese duhet të kalojnë nëpër një gjendje të ndërmjetme, e cila mund të ketë më shumë energji. Kjo do të thotë, molekulat duhet të kapërcejnë një pengesë energjetike; nëse kjo nuk ndodh, reagimi nuk do të fillojë. Molekulat duhet të jenë të orientuara saktë në lidhje me njëra-tjetrën. Në temperaturë të ulët (për një reaksion të caktuar), shumica e molekulave kanë energji më pak se energjia e aktivizimit dhe nuk janë në gjendje të kapërcejnë pengesën e energjisë. Sidoqoftë, në një substancë do të ketë gjithmonë molekula individuale, energjia e të cilave është dukshëm më e lartë se mesatarja. Edhe në temperatura të ulëta, shumica e reaksioneve vazhdojnë të ndodhin. Rritja e temperaturës ju lejon të rritni përqindjen e molekulave me energji të mjaftueshme për të kapërcyer pengesën e energjisë. Kjo rrit shpejtësinë e reagimit. Përshkrimi matematikor Ekuacioni Arrhenius vendos marrëdhënien midis energjisë së aktivizimit dhe shpejtësisë së reagimit: k është konstanta e shpejtësisë së reaksionit, A është faktori i frekuencës për reaksionin, R është konstanta universale e gazit, T është temperatura në kelvin. Ndërsa temperatura rritet, probabiliteti për të kapërcyer pengesën e energjisë rritet. Rregulli i përgjithshëm i përgjithshëm: një rritje prej 10 K në temperaturë dyfishon shpejtësinë e reagimit Gjendja e tranzicionit Marrëdhënia midis energjisë së aktivizimit (Ea) dhe entalpisë (entropisë) të reaksionit (ΔH) në prani dhe mungesë të një katalizatori. Pika më e lartë e energjisë përfaqëson një pengesë energjetike. Në prani të një katalizatori, kërkohet më pak energji për të filluar një reaksion. Një gjendje tranzicioni është një gjendje e një sistemi në të cilin shkatërrimi dhe krijimi i një lidhjeje janë të balancuara. Sistemi është në një gjendje tranzicioni për një kohë të shkurtër (10-15 s). Energjia që duhet shpenzuar për ta sjellë sistemin në një gjendje tranzicioni quhet energji aktivizimi. Në reaksionet me shumë hapa që përfshijnë disa gjendje tranzicioni, energjia e aktivizimit korrespondon me vlerën më të lartë të energjisë. Pas kapërcimit të gjendjes së tranzicionit, molekulat shpërndahen përsëri me shkatërrimin e lidhjeve të vjetra dhe formimin e lidhjeve të reja ose me transformimin e lidhjeve origjinale. Të dyja opsionet janë të mundshme, pasi ato ndodhin me lëshimin e energjisë (kjo është qartë e dukshme në figurë, pasi të dy pozicionet janë energjikisht më të ulëta se energjia e aktivizimit). Ka substanca që mund të zvogëlojnë energjinë e aktivizimit për një reagim të caktuar. Substancat e tilla quhen katalizatorë. Biologët i quajnë substanca të tilla enzima. Është interesante që katalizatorët përshpejtojnë reagimin pa marrë pjesë vetë në të. Në Me rritjen e temperaturës, shpejtësia e shumicës së reaksioneve kimike rritet ndjeshëm, dhe për reaksionet homogjene, kur nxehen për çdo dhjetë gradë, shpejtësia e reagimit rritet me 2-4 herë.
Numri i përgjithshëm i grimcave në sistemin (N) është i barabartë me sipërfaqen nën kurbë. Numri i përgjithshëm i grimcave me energji më të madhe se Ea është i barabartë me zonën e hijes. Nga Figura 2 mund të shihet se me rritjen e temperaturës, shpërndarja e energjisë e grimcave ndryshon në mënyrë që proporcioni i grimcave me energji më të lartë rritet. Kështu, një koncept i rëndësishëm për një reaksion kimik është energjia e aktivizimit. Energjia e aktivizimit është energjia që duhet të kenë grimcat në mënyrë që ndërveprimi i tyre të çojë në një reaksion kimik. Energjia e aktivizimit shprehet në kJ/mol. Për reaksionet që ndodhin me një shpejtësi të dukshme, energjia e aktivizimit nuk kalon 50 kJ/mol (për reaksionet e shkëmbimit të joneve Ea » 0); nëse Ea > 100 kJ/mol, atëherë shpejtësia e reagimit është jashtëzakonisht e ulët. Në 1889, S. Arrhenius dha një ekuacion për varësinë e konstantës së shpejtësisë së një reaksioni kimik nga temperatura: k = Ae - Ea/RT
ku, A -
faktori paraekspopotencial, në varësi të natyrës së substancave reaguese; R-
konstante gazi = 8,314 J/(mol? K);
Ea-
energjia e aktivizimit. Nga ekuacioni Arrhenius rezulton se sa më e lartë të jetë energjia e aktivizimit, aq më shumë është e nevojshme të rritet temperatura për të ruajtur shpejtësinë e kërkuar të reagimit. Figura 3 tregon varësinë e ndryshimit të energjisë potenciale të sistemit që reagon nga rruga e reaksionit. Nga figura e mësipërme mund të shihet se për një reaksion ekzotermik (i cili ndodh me lëshimin e nxehtësisë), humbja e molekulave aktive plotësohet nga energjia e çliruar gjatë reaksionit. Në rastin e një reaksioni endotermik, kërkohet nxehtësi për të ruajtur shpejtësinë e kërkuar të reagimit. Figura 10.3 Diagrami i energjisë i një reaksioni kimik
A - reaktantë, C - produkte.
Substancat e huaja, në varësi të ndikimit që kanë, mund të përshpejtojnë reaksionet - katalizatorë ose ngadalësojnë ato - frenues. Katalizatorët- këto janë substanca që përshpejtojnë reaksionet kimike, por mbeten të pandryshuara pas reaksionit. Frenuesit -
këto janë substanca që ngadalësojnë reaksionet Në praktikë, ndonjëherë është e nevojshme të ngadalësohen reaksionet (korrozioni i metaleve, etj.) kjo arrihet me futjen e inhibitorëve në sistemin e reaksionit. Për shembull, nitriti i natriumit, kromati i kaliumit dhe dikromati zvogëlojnë shkallën e korrozionit të metaleve. Promovuesit- substanca që rrisin aktivitetin e katalizatorit. Në këtë rast, vetë promotorët mund të mos kenë veti katalitike. Helmet katalitike- papastërtitë e huaja në përzierjen e reaksionit, që çojnë në humbje të pjesshme ose të plotë të aktivitetit të katalizatorit. Kështu, gjurmët e arsenikut dhe fosforit shkaktojnë një humbje të shpejtë të aktivitetit nga katalizatori V2O5 gjatë metodës së kontaktit për prodhimin e H2SO4. Në reaksionet kimike, substancat fillestare jo gjithmonë shndërrohen plotësisht në produkte të reaksionit. Kjo ndodh sepse ndërsa produktet e reaksionit grumbullohen, mund të krijohen kushte që të ndodhë reaksioni i kundërt. Shumica e reaksioneve kimike janë të kthyeshme. Si shembull, le të analizojmë reagimin e kthyeshëm të sintezës së amoniakut nga azoti dhe hidrogjeni, i cili është jashtëzakonisht i rëndësishëm për industrinë: reagim i drejtpërdrejtë -2N 2 + 3H 2 →2NH 3
,
reaksioni i kundërt - 2NH 3 →N 2
+ 3H 2,
reaksion i kthyeshëm - 2N 2 + 3H 2«
2NH 3.
Reaksionet e përparme dhe të kundërta janë reaksione të veçanta me ekuacionet e tyre kinetike përkatëse, faktorët e para-ekspozimit, energjitë e aktivizimit, etj. Një karakteristikë e rëndësishme sasiore e reaksioneve të kthyeshme është konstanta e ekuilibrit, e cila përcaktohet kur sistemi arrin ekuilibrin kimik - një gjendje në të cilën ritmet e reaksioneve të përparme dhe të kundërta janë të barabarta. Shembuj të zbatimit të ligjit të veprimit masiv (LMA). Le të nxjerrim konstantën e ekuilibrit duke përdorur shembullin e reaksionit të sintezës së amoniakut. Ekuacioni kinetik i reaksionit përpara
N 2 +3H 2 →2NH 3
ka formën Vpr = Kpr 3.
Ekuacioni kinetik i reaksionit të kundërt
2NH 3 →N 2
+ 3H 2
ka formën Vobr = Cobr 2.
Në një gjendje ekuilibri kimik, Vpr = Vbr.
Duke zëvendësuar shprehjet për shpejtësinë e reaksioneve të drejtpërdrejta dhe të kundërta në gjendjen e ekuilibrit kimik, marrim barazinë e mëposhtme Kpr 3 = Cobr 2. Pas transformimit marrim .
Nëse një sistem në gjendje ekuilibri kimik i nënshtrohet ndonjë ndikimi të jashtëm, atëherë ekuilibri si rezultat i proceseve që ndodhin në sistem do të zhvendoset në atë mënyrë që efekti të ulet. Kur rritet përqendrimi i ndonjë prej substancave që marrin pjesë në reaksion, ekuilibri zhvendoset drejt konsumit të kësaj lënde dhe kur zvogëlohet, drejt formimit të kësaj lënde. Shembulli 1.
Nëse në një sistem ekuilibri 2N 2 + 3H 2«
2NH 3
shtoni N 2 ose H 2 , pastaj, në përputhje me parimin e Le Chatelier, për të zvogëluar përqendrimet e këtyre substancave, ekuilibri duhet të zhvendoset në të djathtë, rendimenti i NH 3 do të rritet. Ndërsa përqendrimi i NH 3 rritet, ekuilibri do të zhvendoset përkatësisht në të majtë. Presioni në një sistem reaksioni të mbyllur përcaktohet nga prania e substancave të gazta në të: sa më shumë prej tyre, aq më i madh është presioni. Prandaj, një ndryshim në presionin e jashtëm do të ndikojë në ekuilibër vetëm në rastet kur përfshihen substanca të gazta dhe sasia e tyre në reaksionet e përparme dhe të kundërta është e ndryshme. Nëse presioni rritet në një sistem që është në një gjendje ekuilibri kimik, atëherë do të ndodhë kryesisht një reaksion, si rezultat i të cilit sasia e substancave të gazta zvogëlohet; kur presioni ulet, preferohet një reaksion, si rezultat i të cilit rritet sasia e produkteve të gazta. Shembulli 1.
A është e mundur të rritet rendimenti i produkteve në një reaksion duke ndryshuar presionin? CO 2 (g) + H 2 (g)«
CO(g) + H 2 O (g).
Zgjidhja:
Përzierja e reaksionit përfshin reagentë të gaztë, por sasia e tyre në reaksion nuk ndryshon: nga një mol CO 2 (g) dhe një mol H2 (g), një mol CO (g) dhe H 2 O (g) janë të marra. Për këtë arsye, ndryshimet në presion nuk ndikojnë në gjendjen e ekuilibrit. Shembulli 2.
Si do të ndryshojnë përqendrimet e ekuilibrit të reaktantëve me rritjen e presionit në sistem? N 2 + 3H 2 « 2NH 3 ? Nga ekuacioni i reaksionit del qartë se nga 4 mole gaz të produkteve fillestare, formohen 2 mole gaz të produkteve të reaksionit. Kështu, me një rritje të presionit, ekuilibri do të zhvendoset nga reagimi përpara, pasi çon në një ulje të presionit. Shumica e reaksioneve kimike ndodhin me çlirimin ose thithjen e nxehtësisë. Në rastin e parë, temperatura e përzierjes rritet, në të dytën zvogëlohet. Nëse një përzierje e reaksionit në një gjendje ekuilibri kimik nxehet, atëherë, në përputhje me parimin e Le Chatelier, duhet të ndodhë një reaksion kryesisht, si rezultat i të cilit nxehtësia do të absorbohet, d.m.th. reaksion endotermik; Kur përzierja të ftohet, duhet të ndodhë kryesisht një reaksion, si rezultat i të cilit do të lirohet nxehtësia, d.m.th. reaksion endotermik. Nëse temperatura rritet në një sistem në gjendje ekuilibri kimik, atëherë ekuilibri zhvendoset drejt një reaksioni endotermik, dhe kur temperatura ulet, drejt një reaksioni ekzotermik. Shembull: 2N 2 + 3H 2«
2NH3,H0 = - 92 kJ
Reaksioni është ekzotermik, prandaj, me rritjen e temperaturës, ekuilibri zhvendoset majtas dhe me uljen e temperaturës zhvendoset djathtas. Nga kjo rrjedh se për të rritur rendimentin e amoniakut, temperatura duhet të ulet. Në praktikë, ata mbajnë një temperaturë prej 500 0C, pasi në një temperaturë më të ulët shkalla e reagimit të drejtpërdrejtë zvogëlohet ndjeshëm. Ekuilibri kimik ka natyrë dinamike: reaksionet e përparme dhe të kundërta nuk ndalen në ekuilibër. Konstanta e ekuilibrit varet nga temperatura dhe natyra e reaktantëve. Sa më e madhe të jetë konstanta e ekuilibrit, aq më shumë ekuilibri zhvendoset drejt formimit të produkteve të reaksionit të drejtpërdrejtë. Parimi i Le Chatelier është universal, pasi është i zbatueshëm jo vetëm për proceset thjesht kimike, por edhe për fenomenet fiziko-kimike, të tilla si kristalizimi, shpërbërja, zierja dhe transformimet fazore në trupa të ngurtë. Varësia e shpejtësisë së një reaksioni kimik nga temperatura. Shpejtësia e reaksioneve heterogjene. Në sistemet heterogjene, reaksionet ndodhin në ndërfaqe. Në këtë rast, përqendrimi i fazës së ngurtë mbetet pothuajse konstant dhe nuk ndikon në shpejtësinë e reagimit. Shpejtësia e një reaksioni heterogjen do të varet vetëm nga përqendrimi i substancës në fazën e lëngshme ose të gaztë. Prandaj, përqendrimet e lëndëve të ngurta nuk tregohen në ekuacionin kinetik, vlerat e tyre përfshihen në vlerat e konstanteve. Për shembull, për një reaksion heterogjen mund të shkruhet ekuacioni kinetik SHEMBULL 4. Rendi kinetik i reaksionit ndërmjet kromit dhe aluminit është 1. Shkruani ekuacionet kimike dhe kinetike të reaksionit. Reagimi midis aluminit dhe klorit është heterogjen, ekuacioni kinetik mund të shkruhet SHEMBULL 5. Ekuacioni kinetik i reaksionit duket si Përcaktoni dimensionin e konstantës së shpejtësisë dhe llogaritni shpejtësinë e tretjes së argjendit në një presion të pjesshëm të oksigjenit Pa dhe një përqendrim të cianidit të kaliumit prej 0,055 mol/l. Dimensioni i konstantës përcaktohet nga ekuacioni kinetik i dhënë në deklaratën e problemit: Duke zëvendësuar të dhënat e problemit në ekuacionin kinetik, gjejmë shkallën e shpërbërjes së argjendit: SHEMBULL 6. Ekuacioni kinetik i reaksionit duket si Si do të ndryshojë shpejtësia e reagimit nëse përqendrimi i klorurit të merkurit (M) përgjysmohet dhe përqendrimi i oksalatit –
jonet të dyfishohen? Pas ndryshimit të përqendrimit të substancave fillestare, shpejtësia e reaksionit shprehet me ekuacionin kinetik Duke krahasuar dhe, ne gjejmë se shpejtësia e reagimit u rrit me 2
herë. Me rritjen e temperaturës, shpejtësia e një reaksioni kimik rritet ndjeshëm. Varësia sasiore e shpejtësisë së reaksionit nga temperatura përcaktohet nga rregulli Van't Hoff. Për të karakterizuar varësinë e shpejtësisë së një reaksioni kimik (konstanta e shpejtësisë) nga temperatura, përdoret koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit (), i quajtur edhe koeficienti Van't Hoff. Koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit tregon se sa herë do të rritet shpejtësia e reagimit me një rritje të temperaturës së reaktantëve me 10 gradë. Matematikisht, varësia e shpejtësisë së reaksionit nga temperatura shprehet me relacionin Ku –
koeficienti i temperaturës së shpejtësisë; –
T; T; ––
shpejtësia e reagimit konstante në temperaturë T+ 10; ––
shpejtësia e reagimit në temperaturë T+ 10. Për llogaritjet është më e përshtatshme të përdoren ekuacionet si dhe format logaritmike të këtyre ekuacioneve Rritja e shpejtësisë së reaksionit me rritjen e temperaturës shpjegon teoria e aktivizimit.
Sipas kësaj teorie, kur grimcat e substancave reaguese përplasen, ato duhet të kapërcejnë forcat refuzuese, të dobësojnë ose thyejnë lidhjet e vjetra kimike dhe të formojnë të reja. Ata duhet të shpenzojnë një energji të caktuar për këtë, d.m.th. kapërceni një lloj pengese energjetike. Një grimcë që ka energji të tepërt të mjaftueshme për të kapërcyer pengesën e energjisë quhet grimcat aktive.
Në kushte normale, ka pak grimca aktive në sistem dhe reagimi vazhdon me një ritëm më të ngadaltë. Por grimcat joaktive mund të bëhen aktive nëse u jepni atyre energji shtesë. Një mënyrë për të aktivizuar grimcat është duke rritur temperaturën. Ndërsa temperatura rritet, numri i grimcave aktive në sistem rritet ndjeshëm dhe shpejtësia e reagimit rritet.Pyetja 18. Rregulli i Van't Hoff.
Pyetja 19. Energjia e aktivizimit.
Reaksion ekzotermik
Reaksioni endotermik
2.4 Ndikimi i substancave të huaja
3. Ekuilibri kimik
4.
Parimi i Le Chatelier
4.1 Efekti i ndryshimit të përqendrimeve në ekuilibër
4.2 Efekti i ndryshimeve të presionit në ekuilibër
4.3 Efekti i ndryshimeve të temperaturës në ekuilibrin kimik