Zależność od temperatury

Miara szybkości reakcji nazywana jest szybkością reakcji. Szybkość reakcji chemicznej jest definiowana przez prawo szybkości, które opisuje zależność między szybkością reakcji a stężeniami reagentów. W tym równaniu k jest stałą szybkości, A i B to dwa reagenty, a m i n to ich odpowiednie rzędy reakcji.

Stała szybkości konwertuje relację na odpowiednie jednostki szybkości, mole na litr na sekundę. W związku z tym stała szybkości ma różne jednostki, w zależności od ogólnej kolejności reakcji. Jednak stała szybkości ma większe znaczenie niż tylko konwersja jednostek. Stała szybkości jest związana z minimalną ilością energii wymaganej do zajścia reakcji chemicznej - zwaną energią aktywacji.

W reakcji reagenty znajdują się w początkowym stanie energii potencjalnej. W miarę postępu reakcji musi ona pokonać pewną energię potencjalną, energię aktywacji, zanim osiągnie stan końcowy. Energia wypadkowa reakcji to różnica między stanem początkowym i końcowym. Różnica ta może być ujemna, co oznacza, że reakcja uwalnia energię, lub dodatnia, co oznacza, że pochłania energię.

Jeśli nie ma wystarczającej ilości energii, aby pokonać energię aktywacji, reakcja nie będzie postępować. W niektórych przypadkach energia może być dostarczana w postaci ciepła. Zapewnia to dodatkową energię do pokonania bariery aktywacji, a reakcja może przebiegać. Można również dodać katalizator, który zapewnia alternatywną ścieżkę o niższej energii aktywacji między reagentami a produktami.

Katalizatory nie są zużywane w reakcji, a zatem nie wpływają na energię netto reakcji. Energia aktywacji jest określana doświadczalnie i jest powiązana ze stałą reakcji k za pomocą równania Arrheniusa, gdzie A jest współczynnikiem przedwykładniczym lub częstotliwościowym, R jest uniwersalną stałą gazową, a T jest temperaturą bezwzględną, w której zachodzi reakcja.

Z tego równania wiemy, że zwiększenie temperatury reakcji lub zmniejszenie energii aktywacji zwiększa stałą szybkości. Wracając do równania prawa szybkości, wynika z tego, że wyższa stała szybkości powoduje wyższą szybkość reakcji. Ma to sens, ponieważ wraz ze wzrostem temperatury cząsteczki poruszają się szybciej i częściej się zderzają ze sobą, co skutkuje zwiększoną frakcją cząsteczek o wyższej energii niż energia aktywacji.

W tym laboratorium nauczysz się, jak eksperymentalnie zmierzyć energię aktywacji reakcji, wykorzystując rozkład nadtlenku wodoru jako reakcję modelową.