Ang dependence ng rate ng reaksyon sa temperatura ay tinatayang tinutukoy ng empirical na panuntunan ng Van't Hoff: Sa bawat 10 degree na pagbabago sa temperatura, ang rate ng karamihan sa mga reaksyon ay nagbabago ng 2-4 na beses.
Sa matematika, ang tuntunin ni van't Hoff ay ipinahayag tulad ng sumusunod:
kung saan ang v(T2) at v(T1) ay mga rate ng reaksyon, ayon sa pagkakabanggit, sa mga temperaturang T2 at T1 (T2> T1);
γ-temperatura koepisyent ng rate ng reaksyon.
Ang halaga ng γ para sa isang endothermic na reaksyon ay mas mataas kaysa sa isang exothermic. Para sa maraming reaksyon, ang γ ay nasa hanay na 2-4.
Ang pisikal na kahulugan ng halagang γ ay ipinapakita nito kung gaano karaming beses nagbabago ang rate ng reaksyon na may pagbabago sa temperatura para sa bawat 10 degrees.
Dahil ang bilis ng reaksyon at ang pare-pareho ng bilis ng isang kemikal na reaksyon ay direktang proporsyonal, ang expression (3.6) ay kadalasang nakasulat sa sumusunod na anyo:
(3.7)
kung saan ang k(T2), k(T1) ay mga constant ng rate ng reaksyon, ayon sa pagkakabanggit
sa mga temperatura T2 at T1;
Ang γ ay ang koepisyent ng temperatura ng rate ng reaksyon.
Halimbawa 8. Ilang degrees ang dapat dagdagan ng temperatura upang mapataas ang rate ng reaksyon ng 27 beses? Ang koepisyent ng temperatura ng reaksyon ay 3.
Solusyon. Ginagamit namin ang expression (3.6):
Nakukuha namin ang: 27 = , = 3, DT = 30.
Sagot: 30 degrees.
Ang bilis ng reaksyon at ang oras kung kailan ito nangyayari ay inversely proportional: mas malaki ang v, mas marami
mas mababa sa t. Sa matematika ito ay ipinahayag ng kaugnayan
Halimbawa 9. Sa temperatura na 293 K, nagpapatuloy ang reaksyon sa loob ng 2 minuto. Gaano katagal mangyayari ang reaksyong ito sa temperaturang 273 K kung γ = 2.
Solusyon. Mula sa equation (3.8) ito ay sumusunod:
.
Ginagamit namin ang equation (3.6), dahil 
Nakukuha namin:
min.
Sagot: 8 min.
Ang panuntunan ni Van't Hoff ay naaangkop sa isang limitadong bilang ng mga kemikal na reaksyon. Ang epekto ng temperatura sa bilis ng mga proseso ay kadalasang tinutukoy gamit ang Arrhenius equation.
Arrhenius equation . Noong 1889, ang Swedish scientist na si S. Arre-1ius, batay sa mga eksperimento, ay nakakuha ng isang equation na ipinangalan sa kanya.
kung saan ang k ay pare-pareho ang rate ng reaksyon;
k0 - pre-exponential factor;
e ang batayan ng natural na logarithm;
Ang Ea ay isang pare-parehong tinatawag na activation energy, na tinutukoy ng likas na katangian ng mga reagents:
Ang R ay ang unibersal na gas constant na katumbas ng 8.314 J/mol×K.
Ang mga halaga ng Ea para sa mga reaksiyong kemikal ay mula 4 hanggang 400 kJ/mol.
Maraming mga reaksyon ang nailalarawan sa pamamagitan ng isang tiyak na hadlang sa enerhiya. Upang mapagtagumpayan ito, kinakailangan ang enerhiya ng pag-activate - ilang labis na enerhiya (kumpara sa nakakapinsalang enerhiya ng mga molekula sa isang naibigay na temperatura), na dapat magkaroon ng mga molekula upang maging epektibo ang kanilang banggaan, iyon ay, upang humantong sa pagbuo ng isang bagong sangkap. Habang tumataas ang temperatura, mabilis na tumataas ang bilang ng mga aktibong molekula, na humahantong sa isang matalim na pagtaas sa rate ng reaksyon.
Sa pangkalahatan, kung ang temperatura ng reaksyon ay nagbabago mula T1 hanggang T2, ang equation (3.9) pagkatapos ng logarithm ay nasa anyo:
. (3.10)
Ang equation na ito ay nagpapahintulot sa iyo na kalkulahin ang activation energy ng isang reaksyon habang nagbabago ang temperatura mula T1 hanggang T2.
Ang rate ng mga reaksiyong kemikal ay tumataas sa pagkakaroon ng isang katalista. Ang epekto ng isang katalista ay na ito ay bumubuo ng hindi matatag na mga intermediate compound (activated complexes) na may mga reagents, ang agnas na humahantong sa pagbuo ng mga produkto ng reaksyon. Sa kasong ito, bumababa ang enerhiya ng pag-activate, at ang mga molekula na ang enerhiya ay hindi sapat upang isagawa ang reaksyon sa kawalan ng isang katalista ay nagiging aktibo. Bilang isang resulta, ang kabuuang bilang ng mga aktibong molekula ay tumataas at ang rate ng reaksyon ay tumataas.
Ang pagbabago sa rate ng reaksyon sa pagkakaroon ng isang katalista ay ipinahayag ng sumusunod na equation:
, (3.11)
kung saan ang vcat, at Ea(cat) ay ang bilis at activation energy ng isang kemikal na reaksyon sa pagkakaroon ng isang katalista;
Ang v at Ea ay ang bilis at activation energy ng isang kemikal na reaksyon na walang katalista.
Halimbawa 10. Ang enerhiya ng pag-activate ng isang tiyak na reaksyon sa kawalan ng isang katalista ay 75.24 kJ / mol, na may isang katalista - 50.14 kJ / mol. Ilang beses tumaas ang rate ng reaksyon sa pagkakaroon ng isang katalista kung ang reaksyon ay nangyayari sa temperatura na 298 K? Solusyon. Gamitin natin ang equation (3.11). Pagpapalit ng data sa equation
para sa mga mag-aaral ng direksyon 6070104 "Transportasyon sa dagat at ilog"
mga espesyalidad
"Pagpapatakbo ng mga de-koryenteng kagamitan sa barko at kagamitan sa automation",
direksyon 6.050702 "Electromechanics" specialty
"Mga de-koryenteng sistema at complex ng mga sasakyan",
"Electromechanical automation system at electric drive"
full-time at part-time na mga paraan ng edukasyon
Sirkulasyon_____ mga kopya Nilagdaan para sa publikasyon________________.
Order No.________. Tomo 1.08 p.l.
Publishing house na "Kerch State Marine Technological University"
98309 Kerch, Ordzhonikidze, 82.
Ang panuntunan ni Van't Hoff. Arrhenius equation.
Ayon sa panuntunan ng hinlalaki ni van't Hoff, na binuo noong 1880, ang rate ng karamihan sa mga reaksyon ay tumataas ng 2-4 beses na may 10-degree na pagtaas sa temperatura kung ang reaksyon ay isinasagawa sa malapit sa temperatura ng silid. Halimbawa, ang kalahating buhay ng gaseous nitric oxide (V) sa 35°C ay mga 85 minuto, sa 45°C ito ay mga 22 minuto. at sa 55°C - mga 8 minuto.
Alam na natin na sa anumang pare-parehong temperatura ang rate ng reaksyon ay inilalarawan ng isang empirical kinetic equation, na sa karamihan ng mga kaso (maliban sa mga reaksyon na may napakakomplikadong mekanismo) ay ang produkto ng rate constant at ang konsentrasyon ng mga reactant sa mga kapangyarihan na katumbas ng ang pagkakasunud-sunod ng reaksyon. Ang mga konsentrasyon ng mga reagents ay halos independyente sa temperatura, at ang mga order, tulad ng ipinapakita ng karanasan, ay independiyente rin. Dahil dito, ang mga constant ng rate ay may pananagutan para sa matalim na pag-asa ng rate ng reaksyon sa temperatura. Ang pag-asa ng pare-pareho ang rate sa temperatura ay karaniwang nailalarawan koepisyent ng temperatura ng rate ng reaksyon, na kung saan ay ang ratio ng mga constant ng rate sa mga temperatura na nag-iiba ng 10 degrees
at kung saan, ayon sa tuntunin ni Van't Hoff, ay humigit-kumulang 2-4.
Subukan nating ipaliwanag ang naobserbahang mataas na halaga ng mga koepisyent ng temperatura ng mga rate ng reaksyon gamit ang halimbawa ng isang homogenous na reaksyon sa yugto ng gas mula sa pananaw ng molecular kinetic theory ng mga gas. Upang ang mga molekula ng mga nakikipag-ugnay na gas ay gumanti sa isa't isa, kinakailangan ang kanilang banggaan, kung saan ang ilang mga bono ay nasira at ang iba ay nabuo, bilang isang resulta kung saan lumilitaw ang isang bagong molekula - ang molekula ng produkto ng reaksyon. Dahil dito, ang rate ng reaksyon ay nakasalalay sa bilang ng mga banggaan ng mga molekula ng reactant, at ang bilang ng mga banggaan, lalo na, sa bilis ng magulong thermal motion ng mga molekula. Ang bilis ng mga molekula at, nang naaayon, ang bilang ng mga banggaan ay tumataas sa temperatura. Gayunpaman, ang pagtaas lamang ng bilis ng mga molekula ay hindi nagpapaliwanag ng ganoong mabilis na pagtaas ng mga rate ng reaksyon na may temperatura. Sa katunayan, ayon sa molecular kinetic theory ng mga gas, ang average na bilis ng mga molekula ay proporsyonal sa square root ng absolute temperature, ibig sabihin, kapag ang temperatura ng system ay tumaas ng 10 degrees, sabihin, mula 300 hanggang 310 K, ang average ang bilis ng mga molekula ay tataas lamang ng 310/300 = 1.02 beses - mas mababa kaysa sa kinakailangan ng panuntunan ni Van't Hoff.
Kaya, ang isang pagtaas sa bilang ng mga banggaan lamang ay hindi maipaliwanag ang pagdepende sa temperatura ng mga constant ng rate ng reaksyon. Malinaw, may isa pang mahalagang kadahilanan sa trabaho dito. Upang matuklasan ito, buksan natin ang isang mas detalyadong pagsusuri ng pag-uugali ng isang malaking bilang ng mga particle sa iba't ibang temperatura. Hanggang ngayon ay napag-usapan natin ang average na bilis ng thermal na paggalaw ng mga molekula at ang pagbabago nito sa temperatura, ngunit kung ang bilang ng mga particle sa system ay malaki, kung gayon ayon sa mga batas ng istatistika, ang mga indibidwal na particle ay maaaring magkaroon ng bilis at, nang naaayon, kinetic energy na lumilihis sa mas malaki o mas maliit na lawak mula sa average na halaga para sa isang partikular na temperatura. Ang sitwasyong ito ay inilalarawan sa Fig. (3.2), na
nagpapakita kung paano ipinamamahagi ang mga bahagi -
3.2. Pamamahagi ng mga particle sa pamamagitan ng kinetic energy sa iba't ibang temperatura:
2-T 2; 3-T 3; Ti cy sa pamamagitan ng kinetic energy sa isang tiyak na temperatura. Isaalang-alang natin, halimbawa, ang curve 1, na tumutugma sa temperatura Ti. Ang kabuuang bilang ng mga particle sa system (ipahiwatig natin ito N 0) ay katumbas ng lugar sa ilalim ng kurba. Ang maximum na bilang ng mga particle, katumbas ng Ni, ay may pinakamalamang na kinetic energy E 1 para sa isang naibigay na temperatura. Ang mga particle na ang bilang ay katumbas ng lugar sa ilalim ng curve sa kanan ng vertical E 1 ay magkakaroon ng mas mataas na enerhiya, at ang lugar sa kaliwa ng vertical ay tumutugma sa mga particle na may enerhiya na mas mababa sa E Kung mas ang kinetic energy ay naiiba mula sa karaniwan, mas kaunting mga particle ang mayroon nito. Pumili tayo, halimbawa, ilang enerhiya E a, mas malaki kaysa sa E 1). Sa temperaturang Ti, ang bilang ng mga particle na ang enerhiya ay lumampas sa halaga ng E a ay isang maliit na bahagi lamang ng kabuuang bilang ng mga particle - ito ang itim na lugar sa ilalim ng kurba 1 sa kanan ng patayong E a. Gayunpaman, sa isang mas mataas na temperatura T 2, mas maraming mga particle ang mayroon nang enerhiya na lampas sa E a (curve 2), at sa karagdagang pagtaas ng temperatura sa T 3 (curve 3), ang enerhiya E a ay lumalabas na malapit sa average. , at ang gayong reserba ng kinetic energy ay magkakaroon na ng halos kalahati ng lahat ng molekula. Ang rate ng isang reaksyon ay natutukoy hindi sa pamamagitan ng kabuuang bilang ng mga banggaan ng mga molekula sa bawat yunit ng oras, ngunit sa bahaging iyon kung saan ang mga molekula na ang kinetic energy ay lumampas sa isang tiyak na limitasyon E a, na tinatawag na activation energy ng reaksyon, ay nakikibahagi. Ito ay nagiging lubos na mauunawaan kung naaalala natin na para sa matagumpay na paglitaw ng isang elementarya na pagkilos ng reaksyon, kinakailangan na sa panahon ng isang banggaan ang mga lumang bono ay nasira at ang mga kondisyon ay nilikha para sa pagbuo ng mga bago. Siyempre, ito ay nangangailangan ng enerhiya upang gugulin-ang nagbabanggaan na mga particle ay kailangang magkaroon ng sapat na suplay nito. Nalaman ng Swedish scientist na si S. Arrhenius na ang pagtaas sa rate ng karamihan sa mga reaksyon sa pagtaas ng temperatura ay nangyayari nang hindi linearly (sa kaibahan sa panuntunan ni Van't Hoff). Nalaman ni Arrhenius na sa karamihan ng mga kaso ang pare-parehong rate ng reaksyon ay sumusunod sa equation LgK=lgA - , (3.14) na pinangalanan Arrhenius equation. E a - activation energy (tingnan sa ibaba) Ang R ay ang molar gas constant na katumbas ng 8.314 J/mol0K, T - ganap na temperatura Ang A ay isang pare-pareho o napakaliit na halaga na umaasa sa temperatura. Tinatawag itong frequency factor dahil ito ay nauugnay sa dalas ng mga banggaan ng molekular at ang posibilidad na ang isang banggaan ay nangyayari kapag ang mga molekula ay nakatuon sa paraang paborable sa reaksyon. Tulad ng makikita mula sa (3.14), na may pagtaas ng activation energy E a ang rate constant SA
bumababa. Dahil dito, bumababa ang rate ng isang reaksyon habang tumataas ang energy barrier nito (tingnan sa ibaba). Ang batas ng mass action ay nagtatatag ng ugnayan sa pagitan ng masa ng mga tumutugon na sangkap sa mga reaksiyong kemikal sa ekwilibriyo. Ang batas ng aksyong masa ay nabuo noong 1864-1867. K. Guldberg at P. Waage. Ayon sa batas na ito, ang bilis ng reaksyon ng mga sangkap sa isa't isa ay depende sa kanilang konsentrasyon. Ang batas ng mass action ay ginagamit sa iba't ibang mga kalkulasyon ng mga proseso ng kemikal. Ginagawa nitong posible upang malutas ang tanong kung saan ang direksyon ng kusang kurso ng reaksyon na isinasaalang-alang ay posible sa isang naibigay na ratio ng mga konsentrasyon ng mga tumutugon na sangkap, kung anong ani ng nais na produkto ang maaaring makuha. Ang panuntunan ni Van't Hoff ay isang empirical na tuntunin na nagbibigay-daan, bilang unang pagtataya, na tantiyahin ang epekto ng temperatura sa bilis ng isang kemikal na reaksyon sa isang maliit na hanay ng temperatura (karaniwan ay mula 0 °C hanggang 100 °C). Si Van't Hoff, batay sa maraming eksperimento, ay bumalangkas ng sumusunod na panuntunan: Sa bawat 10 degree na pagtaas ng temperatura, ang rate constant ng isang homogenous na elementarya na reaksyon ay tumataas ng dalawa hanggang apat na beses. Ang equation na naglalarawan sa panuntunang ito ay: V = V0 * Y(T2 − T1) / 10 kung saan ang V ay ang rate ng reaksyon sa isang naibigay na temperatura (T2), ang V0 ay ang rate ng reaksyon sa temperatura T1, ang Y ay ang koepisyent ng temperatura ng reaksyon (kung ito ay katumbas ng 2, halimbawa, ang rate ng reaksyon ay tataas ng 2 beses kapag ang temperatura ay tumaas ng 10 degrees). Dapat tandaan na ang panuntunan ni Van't Hoff ay may limitadong saklaw ng pagkakalapat. Maraming mga reaksyon ang hindi sumusunod dito, halimbawa, mga reaksyon na nagaganap sa mataas na temperatura, napakabilis at napakabagal na mga reaksyon. Ang panuntunan ni Van't Hoff ay hindi rin nalalapat sa mga reaksyong kinasasangkutan ng malalaking molekula, gaya ng mga protina sa mga biological system. Ang pagdepende sa temperatura ng rate ng reaksyon ay mas wastong inilarawan ng Arrhenius equation. V = V0 * Y(T2 − T1) / 10 Pag-activate ng enerhiya sa chemistry at biology, ang pinakamababang halaga ng enerhiya na dapat ibigay sa system (sa chemistry na ipinahayag sa joules per mole) para maganap ang isang reaksyon. Ang termino ay ipinakilala ni Svante August Arrhenius noong 1889. Ang isang tipikal na pagtatalaga para sa enerhiya ng reaksyon ay Ea. Ang activation energy sa physics ay ang pinakamababang halaga ng enerhiya na dapat matanggap ng mga electron ng isang donor impurity upang makapasok sa conduction band. Sa modelong kemikal na kilala bilang Theory of Active Collisions (TAC), mayroong tatlong kundisyon na kinakailangan para maganap ang isang reaksyon: Dapat magbanggaan ang mga molekula. Ito ay isang mahalagang kondisyon, ngunit ito ay hindi sapat, dahil ang isang banggaan ay hindi kinakailangang maging sanhi ng isang reaksyon. Ang mga molekula ay dapat magkaroon ng kinakailangang enerhiya (activation energy). Sa panahon ng isang kemikal na reaksyon, ang mga nakikipag-ugnay na molekula ay dapat dumaan sa isang intermediate na estado, na maaaring magkaroon ng mas maraming enerhiya. Iyon ay, ang mga molekula ay dapat pagtagumpayan ang isang hadlang sa enerhiya; kung hindi ito mangyayari, hindi magsisimula ang reaksyon. Ang mga molekula ay dapat na wastong nakatuon sa bawat isa. Sa mababang (para sa isang tiyak na reaksyon) na temperatura, karamihan sa mga molekula ay may enerhiya na mas mababa kaysa sa activation energy at hindi nila kayang lampasan ang energy barrier. Gayunpaman, sa isang sangkap ay palaging may mga indibidwal na molekula na ang enerhiya ay mas mataas kaysa sa karaniwan. Kahit na sa mababang temperatura, ang karamihan sa mga reaksyon ay patuloy na nagaganap. Ang pagtaas ng temperatura ay nagbibigay-daan sa iyo upang madagdagan ang proporsyon ng mga molekula na may sapat na enerhiya upang malampasan ang hadlang ng enerhiya. Pinatataas nito ang bilis ng reaksyon. Paglalarawan ng matematika Ang Arrhenius equation ay nagtatatag ng relasyon sa pagitan ng activation energy at reaction rate: k ang pare-pareho ang rate ng reaksyon, A ay ang frequency factor para sa reaksyon, R ay ang unibersal na pare-pareho ng gas, T ay ang temperatura sa kelvins. Habang tumataas ang temperatura, tumataas ang posibilidad na malampasan ang energy barrier. Pangkalahatang tuntunin ng hinlalaki: ang pagtaas ng 10K sa temperatura ay nagdodoble sa rate ng reaksyon Estado ng paglipat Ang ugnayan sa pagitan ng activation energy (Ea) at ang enthalpy (entropy) ng reaksyon (ΔH) sa presensya at kawalan ng isang katalista. Ang pinakamataas na punto ng enerhiya ay kumakatawan sa isang hadlang sa enerhiya. Sa pagkakaroon ng isang katalista, mas kaunting enerhiya ang kinakailangan upang magsimula ng isang reaksyon. Ang isang estado ng paglipat ay isang estado ng isang sistema kung saan ang pagkasira at paglikha ng isang koneksyon ay balanse. Nasa transition state ang system sa maikling panahon (10-15 s). Ang enerhiya na dapat gastusin upang dalhin ang sistema sa isang estado ng paglipat ay tinatawag na activation energy. Sa mga multistep na reaksyon na kinabibilangan ng ilang mga transition state, ang activation energy ay tumutugma sa pinakamataas na halaga ng enerhiya. Matapos mapagtagumpayan ang estado ng paglipat, muling nagkalat ang mga molekula sa pagkasira ng mga lumang bono at pagbuo ng mga bago o sa pagbabago ng orihinal na mga bono. Ang parehong mga pagpipilian ay posible, dahil ang mga ito ay nangyayari sa pagpapalabas ng enerhiya (ito ay malinaw na nakikita sa figure, dahil ang parehong mga posisyon ay mas mababa kaysa sa activation energy). May mga sangkap na maaaring mabawasan ang activation energy para sa isang partikular na reaksyon. Ang mga naturang sangkap ay tinatawag na mga katalista. Tinatawag ng mga biologist ang gayong mga sangkap na mga enzyme. Kapansin-pansin, ang mga catalyst ay nagpapabilis sa reaksyon nang hindi nakikilahok dito mismo. Sa Habang tumataas ang temperatura, ang rate ng karamihan sa mga reaksiyong kemikal ay tumataas nang malaki, at para sa mga homogenous na reaksyon, kapag pinainit para sa bawat sampung degree, ang rate ng reaksyon ay tumataas ng 2-4 na beses.
Ang kabuuang bilang ng mga particle sa system (N) ay katumbas ng lugar sa ilalim ng curve. Ang kabuuang bilang ng mga particle na may enerhiya na mas malaki kaysa sa Ea ay katumbas ng may kulay na lugar. Mula sa Figure 2 makikita na habang tumataas ang temperatura, nagbabago ang pamamahagi ng enerhiya ng mga particle upang ang proporsyon ng mga particle na may mas mataas na enerhiya ay tumataas. Kaya, isang mahalagang konsepto para sa isang kemikal na reaksyon ay activation energy. Ang activation energy ay ang enerhiya na dapat magkaroon ng mga particle upang ang kanilang pakikipag-ugnayan ay humantong sa isang kemikal na reaksyon. Ang activation energy ay ipinahayag sa kJ/mol. Para sa mga reaksyon na nagaganap sa isang kapansin-pansing bilis, ang activation energy ay hindi lalampas sa 50 kJ/mol (para sa ion exchange reactions Ea » 0); kung ang Ea > 100 kJ/mol, kung gayon ang rate ng reaksyon ay napakababa. Noong 1889, nagbigay si S. Arrhenius ng isang equation para sa dependence ng rate constant ng isang kemikal na reaksyon sa temperatura: k = Ae - Ea/RT
saan, A-
pre-expopotential factor, depende sa likas na katangian ng mga reacting substance; R-
pare-pareho ang gas = 8.314 J/(mol? K);
Ea-
activation energy. Mula sa Arrhenius equation ay sumusunod na mas mataas ang activation energy, mas kinakailangan na taasan ang temperatura upang mapanatili ang kinakailangang rate ng reaksyon. Ipinapakita ng Figure 3 ang pag-asa ng pagbabago sa potensyal na enerhiya ng reacting system sa reaction path. Mula sa figure sa itaas makikita na para sa isang exothermic na reaksyon (na nangyayari sa pagpapalabas ng init), ang pagkawala ng mga aktibong molekula ay pinupunan ng enerhiya na inilabas sa panahon ng reaksyon. Sa kaso ng isang endothermic na reaksyon, ang init ay kinakailangan upang mapanatili ang kinakailangang rate ng reaksyon. Figure 10.3 Energy diagram ng isang kemikal na reaksyon
A - mga reactant, C - mga produkto.
Ang mga dayuhang sangkap, depende sa epekto ng mga ito, ay maaaring mapabilis ang mga reaksyon - mga catalyst o pabagalin ang mga ito - mga inhibitor. Mga katalista- ito ay mga sangkap na nagpapabilis ng mga kemikal na reaksyon, ngunit nananatiling hindi nagbabago pagkatapos ng reaksyon. Inhibitor -
ang mga ito ay mga sangkap na nagpapabagal sa mga reaksyon. Halimbawa, binabawasan ng sodium nitrite, potassium chromate at dichromate ang rate ng corrosion ng mga metal. Mga promoter- mga sangkap na nagpapataas ng aktibidad ng katalista. Sa kasong ito, maaaring walang catalytic properties ang mga promoter mismo. Mga catalytic poison- mga dayuhang dumi sa pinaghalong reaksyon, na humahantong sa bahagyang o kumpletong pagkawala ng aktibidad ng katalista. Kaya, ang mga bakas ng arsenic at phosphorus ay nagdudulot ng mabilis na pagkawala ng aktibidad ng V 2 O 5 catalyst sa panahon ng contact method para sa paggawa ng H 2 SO 4. Sa mga kemikal na reaksyon, ang mga panimulang sangkap ay hindi palaging ganap na na-convert sa mga produkto ng reaksyon. Nangyayari ito dahil habang nag-iipon ang mga produkto ng reaksyon, maaaring lumikha ng mga kundisyon para mangyari ang reverse reaction. Karamihan sa mga reaksiyong kemikal ay nababaligtad. Bilang isang halimbawa, suriin natin ang nababaligtad na reaksyon ng synthesis ng ammonia mula sa nitrogen at hydrogen, na lubhang mahalaga para sa industriya: direktang reaksyon -2N 2 + 3H 2 →2NH 3
,
baligtad na reaksyon - 2NH 3 →N 2
+ 3H 2,
nababaligtad na reaksyon - 2N 2 + 3H 2«
2NH 3.
Ang pasulong at baligtad na mga reaksyon ay magkahiwalay na reaksyon kasama ang kanilang mga katumbas na kinetic equation, pre-exposure factor, activation energies, atbp. Ang isang mahalagang quantitative na katangian ng mga reversible reaction ay ang equilibrium constant, na tinutukoy kapag ang sistema ay umabot sa chemical equilibrium - isang estado kung saan ang mga rate ng forward at reverse reactions ay pantay. Mga halimbawa ng aplikasyon ng batas ng mass action (LMA). Kunin natin ang equilibrium constant gamit ang halimbawa ng reaksyon ng ammonia synthesis. Kinetic equation ng pasulong na reaksyon
N 2 +3H 2 →2NH 3
may form na Vpr = Kpr 3.
Kinetic equation ng reverse reaction
2NH 3 →N 2
+ 3H 2
ay may anyo na Vobr = Cobr 2.
Sa isang estado ng chemical equilibrium, Vpr = Vbr.
Ang pagpapalit ng mga expression para sa mga rate ng direkta at baligtad na mga reaksyon sa kondisyon ng chemical equilibrium, makuha namin ang sumusunod na pagkakapantay-pantay Kpr 3 = Cobr 2. Pagkatapos ng pagbabagong-anyo nakukuha namin .
Kung ang isang sistema sa isang estado ng chemical equilibrium ay napapailalim sa anumang panlabas na impluwensya, kung gayon ang ekwilibriyo bilang resulta ng mga prosesong nagaganap sa system ay lilipat sa paraan na ang epekto ay bababa. Kapag ang konsentrasyon ng alinman sa mga sangkap na kalahok sa reaksyon ay tumaas, ang ekwilibriyo ay lumilipat patungo sa pagkonsumo ng sangkap na ito, at kapag ito ay bumababa, patungo sa pagbuo ng sangkap na ito. Halimbawa 1.
Kung nasa sistemang ekwilibriyo 2N 2 + 3H 2«
2NH 3
idagdag ang N 2 o H 2 , pagkatapos, alinsunod sa prinsipyo ng Le Chatelier, upang mabawasan ang mga konsentrasyon ng mga sangkap na ito, ang balanse ay dapat lumipat sa kanan, ang ani ng NH 3 ay tataas. Habang tumataas ang konsentrasyon ng NH 3, ang ekwilibriyo ay lilipat sa kaliwa. Ang presyon sa isang saradong sistema ng reaksyon ay tinutukoy ng pagkakaroon ng mga gas na sangkap sa loob nito: mas marami sa kanila, mas malaki ang presyon. Samakatuwid, ang pagbabago sa panlabas na presyon ay makakaapekto sa balanse lamang sa mga kaso kung saan ang mga gas na sangkap ay kasangkot dito, at ang kanilang dami sa pasulong at pabalik na mga reaksyon ay naiiba. Kung ang presyon ay tumaas sa isang sistema na nasa isang estado ng kemikal na balanse, kung gayon ang isang reaksyon ay higit na magaganap, bilang isang resulta kung saan ang halaga ng mga gas na sangkap ay bumababa; kapag bumababa ang presyon, ang isang reaksyon ay nangyayari nang mas mabuti, bilang isang resulta kung saan ang dami ng mga produktong gas ay tumataas. Halimbawa 1.
Posible bang dagdagan ang ani ng mga produkto sa isang reaksyon sa pamamagitan ng pagbabago ng presyon? CO 2 (g) + H 2 (g)«
CO(g) + H 2 O(g).
Solusyon:
Ang pinaghalong reaksyon ay may kasamang mga gas na reagents, ngunit ang kanilang dami sa reaksyon ay hindi nagbabago: mula sa isang mole ng CO 2 (g) at isang mole ng H2 (g), isang mole ng CO (g) at H 2 O (g) ay nakuha. Para sa kadahilanang ito, ang mga pagbabago sa presyon ay hindi nakakaapekto sa estado ng balanse. Halimbawa 2.
Paano magbabago ang mga konsentrasyon ng equilibrium ng mga reactant sa pagtaas ng presyon sa system? N 2 + 3H 2 « 2NH 3 ? Mula sa equation ng reaksyon makikita na mula sa 4 na moles ng gas ng mga paunang produkto, 2 moles ng gas ng mga produkto ng reaksyon ay nabuo. Kaya, sa pagtaas ng presyon, ang balanse ay lilipat mula sa pasulong na reaksyon, dahil ito ay humahantong sa pagbaba ng presyon. Karamihan sa mga reaksiyong kemikal ay nangyayari sa pagpapalabas o pagsipsip ng init. Sa unang kaso, ang temperatura ng pinaghalong pagtaas, sa pangalawa ito ay bumababa. Kung ang isang pinaghalong reaksyon sa isang estado ng balanse ng kemikal ay pinainit, kung gayon, alinsunod sa prinsipyo ng Le Chatelier, ang isang nakararami na reaksyon ay dapat mangyari, bilang isang resulta kung saan ang init ay masisipsip, i.e. endothermic reaksyon; Kapag ang pinaghalong ay pinalamig, ang isang reaksyon ay dapat na nakararami mangyari, bilang isang resulta kung saan ang init ay ilalabas, i.e. endothermic na reaksyon. Kung ang temperatura ay tumaas sa isang sistema sa isang estado ng chemical equilibrium, pagkatapos ay ang ekwilibriyo ay lumilipat patungo sa isang endothermic na reaksyon, at kapag ang temperatura ay bumaba, patungo sa isang exothermic na reaksyon. Halimbawa: 2N 2 + 3H 2«
2NH3,H0 = - 92 kJ
Ang reaksyon ay exothermic, samakatuwid, habang tumataas ang temperatura, lumilipat ang ekwilibriyo sa kaliwa, at habang bumababa ang temperatura, lumilipat ito sa kanan. Ito ay sumusunod mula dito na upang madagdagan ang ani ng ammonia ang temperatura ay dapat ibaba. Sa pagsasagawa, pinapanatili nila ang isang temperatura ng 500 0C, dahil sa isang mas mababang temperatura ang rate ng direktang reaksyon ay bumababa nang husto. Ang ekwilibriyong kemikal ay likas na pabago-bago: ang pasulong at pabalik na mga reaksyon ay hindi tumitigil sa ekwilibriyo. Ang equilibrium constant ay depende sa temperatura at likas na katangian ng mga reactant. Kung mas malaki ang pare-parehong ekwilibriyo, mas naililipat ang ekwilibriyo patungo sa pagbuo ng mga produkto ng direktang reaksyon Ang prinsipyo ng Le Chatelier ay unibersal, dahil naaangkop ito hindi lamang sa mga prosesong kemikal, kundi pati na rin sa mga physicochemical phenomena, tulad ng crystallization, dissolution, boiling, at phase transformations sa solids. Depende sa rate ng isang kemikal na reaksyon sa temperatura. Bilis ng mga heterogenous na reaksyon. Sa mga heterogenous system, nagaganap ang mga reaksyon sa interface. Sa kasong ito, ang konsentrasyon ng solid phase ay nananatiling halos pare-pareho at hindi nakakaapekto sa rate ng reaksyon. Ang rate ng isang heterogenous na reaksyon ay nakasalalay lamang sa konsentrasyon ng sangkap sa likido o gas na bahagi. Samakatuwid, ang mga konsentrasyon ng mga solid ay hindi ipinahiwatig sa kinetic equation; Halimbawa, para sa isang heterogenous na reaksyon maaaring isulat ang kinetic equation HALIMBAWA 4. Ang kinetic order ng reaksyon sa pagitan ng chromium at aluminum ay 1. Isulat ang chemical at kinetic equation ng reaksyon. Ang reaksyon sa pagitan ng aluminyo at murang luntian ay magkakaiba, ang kinetic equation ay maaaring isulat HALIMBAWA 5. Kinetic equation ng reaksyon parang Tukuyin ang dimensyon ng rate constant at kalkulahin ang rate ng silver dissolution sa isang bahagyang presyon ng oxygen Pa at isang potassium cyanide concentration na 0.055 mol/l. Ang dimensyon ng pare-pareho ay tinutukoy mula sa kinetic equation na ibinigay sa pahayag ng problema: Ang pagpapalit ng data ng problema sa kinetic equation, nakita namin ang rate ng paglusaw ng pilak: HALIMBAWA 6. Kinetic equation ng reaksyon parang Paano magbabago ang rate ng reaksyon kung ang konsentrasyon ng mercuric chloride (M) ay hinahati, at ang konsentrasyon ng oxalate –
ions upang doblehin? Matapos baguhin ang konsentrasyon ng mga panimulang sangkap, ang rate ng reaksyon ay ipinahayag ng kinetic equation Paghahambing at, nakita namin na ang rate ng reaksyon ay tumaas ng 2
beses. Habang tumataas ang temperatura, kapansin-pansing tumataas ang bilis ng isang reaksiyong kemikal. Ang quantitative dependence ng reaction rate sa temperatura ay tinutukoy ng Van't Hoff rule. Upang makilala ang dependence ng rate ng isang kemikal na reaksyon (rate constant) sa temperatura, ang temperatura coefficient ng reaction rate (), na tinatawag ding Van't Hoff coefficient, ay ginagamit. Ang koepisyent ng temperatura ng rate ng reaksyon ay nagpapakita kung gaano karaming beses tataas ang rate ng reaksyon sa pagtaas ng temperatura ng mga reactant ng 10 degrees. Sa matematika, ang pag-asa ng rate ng reaksyon sa temperatura ay ipinahayag ng kaugnayan saan –
temperatura koepisyent ng bilis; –
T; T; ––
pare-pareho ang rate ng reaksyon sa temperatura T+ 10; ––
rate ng reaksyon sa temperatura T+ 10. Para sa mga kalkulasyon, mas madaling gamitin ang mga equation pati na rin ang mga logarithmic form ng mga equation na ito Ang pagtaas ng rate ng reaksyon sa pagtaas ng temperatura ay nagpapaliwanag teorya ng activation.
Ayon sa teoryang ito, kapag ang mga particle ng tumutugon na mga sangkap ay nagbanggaan, dapat nilang pagtagumpayan ang mga salungat na puwersa, pahinain o basagin ang mga lumang bono ng kemikal at bumuo ng mga bago. Dapat silang gumastos ng isang tiyak na enerhiya para dito, i.e. malampasan ang ilang uri ng hadlang sa enerhiya. Ang isang particle na may labis na enerhiya na sapat upang malampasan ang energy barrier ay tinatawag aktibong mga particle.
Sa ilalim ng normal na mga kondisyon, kakaunti ang mga aktibong particle sa system, at ang reaksyon ay nagpapatuloy sa mas mabagal na bilis. Ngunit ang mga hindi aktibong particle ay maaaring maging aktibo kung bibigyan mo sila ng karagdagang enerhiya. Ang isang paraan upang maisaaktibo ang mga particle ay sa pamamagitan ng pagtaas ng temperatura. Habang tumataas ang temperatura, ang bilang ng mga aktibong particle sa system ay tumataas nang husto at tumataas ang rate ng reaksyon.Tanong 18. Ang tuntunin ni Van't Hoff.
Tanong 19. Pag-activate ng enerhiya.
Exothermic na reaksyon
Endothermic na reaksyon
2.4 Impluwensya ng mga dayuhang sangkap
3. Ekwilibriyong kemikal
4.
Prinsipyo ni Le Chatelier
4.1 Epekto ng pagbabago ng mga konsentrasyon sa ekwilibriyo
4.2 Epekto ng mga pagbabago sa presyon sa ekwilibriyo
4.3 Epekto ng mga pagbabago sa temperatura sa chemical equilibrium