Влияние температуры на скорость реакции

     (правило Вант-Гоффа)

При повышении температуры на каждые 10° скорость большинства химических реакций увеличивается в 2–4 раза, и, наоборот, при понижении температуры – понижается соответственно во столько же раз.

Математическая зависимость скорости реакции от температуры приближенно выражается уравнением Вант-Гоффа

 

,                                  (7.4)

 

где  — скорости реакции при температурах Т₁ и Т₂ соответственно;   – температурный коэффициент скорости реакции для многих реакций у лежит в пределах 2–4.

Шведский ученый С. Аррениус на основании экспериментальных данных показал, что число активных частиц, а следовательно, скорость и константа скорости возрастает с температурой по экспоненциальному закону. Выведенная им зависимость константы скорости   от температуры Т называется уравнением Аррениуса:

 

                                    ,                                   (7.5)

 

где k₀ – предэкспоненциальный множитель; R – универсальная газовая постоянная 8,31 Дж/(моль К); Т – абсолютная температура;  – энергия активации, кДж/моль.

Энергия активации – минимальная энергия, которой должны обладать сталкивающие молекулы, чтобы преодолеть потенциальный барьер, разделяющий исходное и конечное состояние системы.  Она зависит от природы реагирующих веществ, температуры, ее значения включают в специальные справочники и используют в химической технологии для расчета скоростей реакций в различных условиях.

 

Влияние катализатора на скорость реакции

Одним из способов увеличения скорости реакции является снижение энергетического барьера, т. е. уменьшение . Это достигается введением катализаторов.

Катализ – изменение скорости химической реакции веществами (катализаторами), которые участвуют в промежуточных стадиях реакции, но не входят в состав конечных продуктов.

Катализатор – вещество, влияющее на скорость реакции, но к концу реакции остающиеся химически неизменными. На применении катализаторов основано получение большинства продуктов химического производства. Каталитическое действие является основой жизнедеятельности и в природе. Все химические превращения в организмах инициируются особыми катализаторами – ферментами.

В зависимости от того, находится ли катализатор в той же фазе, что и реагирующие вещества, или образует самостоятельную фазу, говорят о гомогенном или гетерогенном катализе. Механизм каталитического действия для них не одинаков, однако, и в том и в другом случае происходит ускорение реакции за счет снижения E_a .

                         

Химическое равновесие

Различают обратимые и необратимые реакции. Необратимыми реакциями называются такие, после протекания которых систему и внешнюю среду одновременно нельзя вернуть в прежнее состояние.
Они идут в одном направлении до полного расходования одного из реагирующих веществ.

Многие химические реакции являются обратимыми, т.е. одновременно протекают в двух противоположных направлениях и не доходят до конца. Особенность обратимых реакций состоит в том, что по мере накопления продуктов реакции возрастает скорость обратной реакции. Если они сравняются, то наступает равновесное состояние.

Химическое равновесие характеризуется константой химического равновесия .

Для реакции аА + вВ «сС + dD, из ЗДМ (7.2) следует:

 

                      ,                  (7.6)

 

где  и  – константы скоростей прямой и обратной реакций;  – равновесные концентрации веществ соответственно.

Константа химического равновесия определяется отношением произведений равновесных концентраций продуктов реакции на произведение равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов. В выражение константы равновесия входят только концентрации газообразных и растворенных веществ.

 для данной реакции при данной температуре величина постоянная;  зависит от температуры, природы реагирующих веществ и не зависит от концентрации и присутствия катализатора.

В условиях равновесия все реагенты связаны друг с другом через концентрации, и изменение одной из них вызовет изменение других, только соотношение равновесных концентраций останется постоянным при данной температуре.

Константа химического равновесия может быть рассчитана из изотермы Вант-Гоффа при DG = 0, являющейся термодинамическим условием химического равновесия: , следовательно,

 

.                                      (7.7)

 

Константа равновесия имеет большое теоретическое значение и практическое значение. По ее величине можно судить о полноте протекания реакции. Если  > 1, то равновесие смещается в сторону прямой реакции, если  < 1 – в сторону обратной. При  = 1 реакция находится в химическом равновесии. Тем не менее состояние равновесия – процесс динамический, поэтому значения константы равновесия позволяют судить о его сдвиге в ту или иную сторону.