10) Температурная зависимость константы скорости.

Скорость большинства реакций увеличивается с ростом температуры, т.к. при этом возрастает энергия сталкивающихся частиц и повышается вероятность того, что при столкновении произойдет химическое превращение. Для количественного описания температурных эффектов в химической кинетике используют два основных соотношения - правило Вант-Гоффа и уравнение Аррениуса.

Правило Вант-Гоффа заключается в том, что при нагревании на 10 °С скорость большинства химических реакций увеличивается в 2 - 4 раза. Математически это означает, что скорость реакции зависит от температуры степенным образом:

где у - температурный коэффициент скорости .

Правило Вант-Гоффа довольно грубо описывает экспериментальные данные и применимо только в очень ограниченном интервале температур. Гораздо более точным является уравнение Аррениуса :

A – предэкспоненциальный мн-ль A = Z p

Z – число столкновен. частиц в ед. времени

P < 1 – стирический или вероятнос. множитель – вероятность правильного соотношения

Е_а – энергия активации – избыт. энергия, необх. чтобы пошла реакция; энергия необходимая для перехода сисетмы в переходное состояние (состояние активирован. комплекса)

11) Теория переходного состояния. Энергия активации. Суть теории переходного состояния (активированного комплекса):

1) частицы реагентов при взаимодействии теряют свою кинетическую энергию, кот-я превращается в потенц-ю, и для того чтобы реакция свершилась, необходимо преодолеть некий барьер потенциальной энергии; 2) разница между потенциальной энергией частиц и упомянутым энергетическим барьером и есть энергия активации; 3) переходное состояние находится в равновесии с реагентами; 4) в тех реакциях, где энергия активации существенно ниже энергии разрыва химич-х связей, процессы образ-я новых связей и разруш-я старых связей могут полностью или частично совпадать по времени.

Время существования активированного комплекса равно периоду колебания одной молекулы ( 10^-13 с), поэтому он не может быть обнаружен экспериментально и, соответственно, его нельзя выделить и изучить. Следовательно, доказать истинность теории переходного состояния можно только с помощью расчетов.

Энергия активации - разность между значениями средней энергии частиц (молекул, радикалов, ионов и др.), вступающих в элементарный акт химической реакции, и средней энергии всех частиц, находящихся в реагирующей системе. Для различных химических реакций Э. а. изменяется в широких пределах — от нескольких до ~ 10 дж./ моль.Для одной и той же химической реакции значение Э. а. зависит от вида функций распределения молекул по энергиям их поступательного движения и внутренним степеням свободы (электронным, колебательным, вращательным). Как статистическую величину Э. а. следует отличать от пороговой энергии, или энергетического барьера, — минимальной энергии, которой должна обладать одна пара сталкивающихся частиц для протекания данной элементарной реакции.

Константа скорости реакции k связана с Э. а. (Е) уравнением Аррениуса:

k = k_oe^-E/RT

где R — газовая постоянная, Т — абсолютная температура в К,  k_o — постоянная, назыв-я предэкспоненциальным множителем константы скорости.