Zależność od temperatury

concepts

Instructor Prep

Student Protocol

Temperature Dependence

Lab Manual
Chemistry

A subscription to JoVE is required to view this content. Sign in or start your free trial.

Lab Manual Chemistry

Temperature Dependence

Please note that all translations are automatically generated. Click here for the English version.

2.13: Concentration Dependence

2.15: Galvanic Cells

31,888 Views

•

03:17 min

•

March 26, 2020

Kinetyka chemiczna

Szybkość reakcji to szybkość, z jaką zachodzi reakcja chemiczna. Szybkość reakcji definiuje się jako zmianę stężenia składnika w reakcji w czasie. Szybkość reakcji zależy od kilku czynników, w tym stężenia reagentów i temperatury, w której przeprowadza się reakcję. Każdy reagent przyczynia się do szybkości reakcji o określony czynnik. Zależność ta jest zdefiniowana przez prawo szybkości reakcji.

Ustawa o stawkach

Prawo szybkości to równanie opisujące związek między stężeniem reagentów A i B a ich kolejnościami reakcji, m i n. Stała szybkości, k, wiąże stężenia i rzędy reagentów z szybkością reakcji. Jest to zależne od reakcji jako temperatury, w której przeprowadza się reakcję.

r = k [A]^m[B]ⁿ dla aA + bB → cC

Równanie Arrheniusa

Równanie Arrheniusa wiąże stałą szybkości reakcji z energią aktywacji reakcji chemicznej. Energia aktywacji jest definiowana jako ilość energii potrzebnej do przeprowadzenia reakcji chemicznej. Jeśli reakcja nie spełnia tego wymagania dotyczącego energii aktywacji, reakcja nie będzie postępować.

Ujemna zależność wykładnicza między k a temperaturą wskazuje, że wraz ze wzrostem temperatury rośnie również wartość k. Ponieważ stałą szybkości można wyznaczyć doświadczalnie w zakresie temperatur, energię aktywacji można obliczyć za pomocą równania Arrheniusa. Biorąc logarytm naturalny obu stron, równanie Arrheniusa jest przepisywane jako równanie liniowe.

Wykres ln k w funkcji 1/T daje linię prostą o nachyleniu równym -E_a/R i przecięciu z osią y ln A. Ponieważ znana jest stała gazu doskonałego, R, E_a można wyznaczyć graficznie za pomocą szeregu wartości k w różnych temperaturach.

Katalizatory i energia aktywacji

Niektóre reakcje chemiczne mają wystarczająco dużą energię aktywacji, która sprawia, że reakcja przebiega powoli, jeśli w ogóle. Reakcja rozkładu nadtlenku wodoru na tlen i wodę zachodzi spontanicznie, ale zachodzi w niewiarygodnie wolnym tempie. Jednym ze sposobów pokonania tej początkowej bariery jest dostarczanie energii w postaci ciepła. Jednak nie zawsze jest to idealne rozwiązanie, ponieważ nadmierne ciepło może wpływać na stabilność produktów lub reagentów lub może ułatwiać reakcje uboczne.

Energia aktywacji reakcji chemicznych może być zmieniana za pomocą katalizatorów. Katalizator obniża energię aktywacji reakcji chemicznej, ale nie jest zużywany przez reakcję. Innymi słowy, katalizator ułatwia reakcję chemiczną, ułatwiając przezwyciężenie krytycznego zapotrzebowania na energię aktywacji. W rozkładzie nadtlenku wodoru dodanie azotanu żelaza obniża energię aktywacji i pozwala na szybszy przebieg reakcji. Należy jednak pamiętać, że chociaż katalizator może wpływać na szybkość reakcji, katalizator NIE zmienia ilości produktu wytwarzanego w wyniku reakcji.

Odwołania

Kotz, J.C., Treichel Jr, P.M., Townsend, J.R. (2012). Chemia i reaktywność chemiczna. Belmont, Kalifornia: Brooks/Cole, Cengage Learning.
Silberberg, M.S. (2009). Chemia: molekularna natura materii i zmiana. Boston, Massachusetts: McGraw Hill.

Transcript

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.

Tags

JoVE Lab Chem Lab: 46 Koncepcja