1.3. Влияние температуры на скорость реакции

Для большинства химических реакций скорость реакции увеличивается с ростом температуры. Экспериментально установлено, что при увеличении температуры на десять градусов скорость гомогенной реакции возрастает в 24 раза. Эта закономерность называется эмпирическимправилом Вант-Гоффа. Число, показывающее во сколько раз возрастает константа скорости при повышении температуры на десять градусов, называется температурным коэффициентом константы скорости и обозначается :

(10.43)

Правило Вант-Гоффа – приближенное, так как температурный коэффициент сохраняет постоянное значение только в узкой температурной области. Правило Вант-Гоффа можно записать следующим образом:

или . (10.44)

Более точную зависимость константы скорости химической реакции от температуры экспериментально установил Аррениус, предложивший уравнение

(10.45)

где Е – энергия активации; k – константа скорости.

Определенное интегрирование уравнения позволяет получить

(10.46)

или

(10.47)

где – константы скорости реакции при температуреT₁ и Т₂; Е – энергия активации.

Энергией активации называется избыточное количество энергии (по сравнению со средней), необходимое для вступления молекул в реакцию.

Понятие “энергия активации” было введено Аррениусом в теории активных столкновений (ТАС), сущность которой состоит в следующем: химическое взаимодействие осуществляется только при взаимодействии активных частиц, которые обладают достаточной энергией для преодоления потенциального барьера реакции и ориентированы в пространстве относительно друг друга.

При неопределенном интегрировании уравнения Аррениуса получим:

(10.48)

Введя обозначение можно получить следующее уравнение зависимости

, (10.49)

или

, (10.50)

где А – предэкспоненциальный множитель, который как и энергия активации определяется опытным путем по температурной зависимости константы скорости, в частности, графическим методом. Откладывая на основании уравнения (10.47) по оси ординат lnk, а по оси абсцисс , получают прямую линию. Отрезок, отсекаемый данной прямой на оси ординат, равен величинеlnA; а тангенс угла наклона прямой отсюда энергия активации

2. Экспериментальная часть

Изучение скорости реакции иодирования ацетона

2.1. Механизм реакции и ее кинетическое уравнение

Иодирование ацетона является сложной реакцией, протекающей в присутствии катализатора (Н⁺) в две последовательные стадии:

1) обратимая реакция енолизации ацетона:

2) взаимодействие иода с енольной формой:

Первая стадия протекает медленно, вторая быстро и практически до конца. Скорость сложных последовательных реакций определяет наиболее медленная стадия. Реакция на первой стадии имеет второй порядок, поэтому для этой стадии, а, следовательно, для всей химической реакции зависимость скорости от концентрации будет описываться следующим кинетическим уравнением:

. (10.53)

Как видно из уравнения второй стадии реакции, ионы водорода являются одним из продуктов реакции, а их концентрация в ходе реакции возрастает. Реакции, в которых катализатором является один из продуктов реакции, называются автокаталитическими.

Для преобразования уравнения (10.52) к удобному для интегрирования виду введем следующие обозначения:

a – начальная концентрация ацетона, моль/л;

b – начальная концентрация ионов водорода, моль/л;

x – убыль концентрации ацетона – количество ацетона, вступившее в реакцию в единице объема, моль/л.

Тогда концентрации реагентов в момент времени будут:

, (10.54)

а скорость реакции

(10.55)

Подставив соотношения (10.54) и (10.55) в уравнение (10.53) получим:

, (10.56)

после интегрирования которого может быть получена формула для расчета константы скорости рассматриваемой реакции:

. (10.57)