Влияние температуры на скорость реакции.

С повышением температуры скорости химических реакций сильно возрастают.

Существует эмпирическое правило Вант-Гоффа:

при повышении температуры на 10 °C скорость реакции (константа

скорости) увеличивается в 2 -4 раза.

Математически правило Вант-Гоффа можно записать следующим образом:

, ( 3 )

где - температурный коэффициент реакции,

V1и v2 (k1и k2)-скорости (константы скорости) реакции

при температурах Т₁ и Т₂ соответственно, DТ = Т₂ – Т₁.

ПРИМЕР 4. Как изменится скорость реакции при увеличении температуры на 30 °C, если температурный коэффициент скорости реакции ?

DТ = 30, то скорость реакции увеличится в раз.

Правило Вант-Гоффа приближённое. Более точно температурная зависимость скорости реакции выражается уравнением Аррениуса: ln k = ln k₀ – E_акт/(RT)

где k₀ – предэкспоненциальный множитель,

Е_акт – энергия активации,

R – универсальная газовая постоянная.

Энергия активации - минимальная избыточная энергия взаимодействующих частиц, необходимая для протекания реакции (рис. 1, а).

Зная температурный коэффициент реакции () в интервале температур от Т₁ до

Т₂ = Т₁+10, можно оценить величину энергии активации по уравнению:

Е_акт 0,1 ∙ R ∙ T₁ ∙ T₂ ∙ ln ( 4 )

Катализ.

Многие химические реакции, вполне возможные с точки зрения термодинамики, протекают с малой скоростью. В присутствии некоторых веществ скорость реакции резко возрастает, хотя в стехиометрическом уравнении реакции эти вещества отсутствуют.

Подобные вещества, оказывают влияние на скорость процесса, но формально в нём не участвующие, называются катализаторами. (Вещества, уменьшающие скорость реакции, называются ингибиторами).

Если катализатор находится в одной фазе с реагентами, говорят о гомогенном катализе, если реагенты и катализатор находятся в разных фазах – о гетерогенном катализе.

Скорость реакции в присутствии катализатора возрастает за счёт снижения энергии ак-тивации (рис. 1, б). Это приводит к увеличению скоростей как прямой, так и обратной реакций. При этом не происходит изменения направления реакции и смещения состояния химического равновесия, увеличивается лишь скорость его установления.

В гомогенном катализе влияние катализатора сводится к образованию промежуточных соединений на первой стадии и конечного продукта с выделением катализатора – на второй.

ПРИМЕР 5. Реакция разложения пероксида водорода Н₂О₂ в присутствии бихромата калия K₂Cr₂O₇ идёт в две стадии:

( 1 ) Cr₂O₇^2- + H₂O₂ = Cr₂O₉^2- + 2 H₂O

( 2 ) Cr₂O₉^2- = Cr₂O₇^2- + O₂

суммарно: 2 Н₂О₂ = 2 Н₂О + О₂

таким образом катализатор (ионы Cr₂O₇^2-), вступая в реакцию на первой стадии, полностью выделяются на второй (в результате реакции не расходуется).

При гетерогенном катализе ускорение реакции происходит за счет активирования молекул при их адсорбции на поверхности катализатора. Теория гетерогенного анализа не нашла ещё своего завершения, поэтому разработка катализаторов для того или иного процесса является результатом длительных экспериментов.

Катализаторы характеризуются избирательностью (селективностью), т. е. ускоряют одни процессы, мало влияя на другие. В присутствии различных катализаторов превращение одного и того же вещества может идти в различных направлениях.

ПРИМЕР 6. Разложение этилового спирта может идти по трем различным направлениям. В зависимости от природы катализатора происходит ускорение (преимущественное протекание) соответствующей реакции: