Правило вант гоффа выражает

admin

Популярная химия

Главное меню

Зависимость скорости протекания химической реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа.

Голландский химик Вант-Гофф Якоб Хендрик, основатель стереохимии, в 1901 г. стал первым лауреатом Нобелевской премии по химии. Она была присуждена ему за открытие законов химической динамики и осмотического давления. Вант-Гофф ввёл представления о пространственном строении химических веществ. Он был уверен, что прогресса в фундаментальных и прикладных исследованиях по химии можно достичь, применяя физические и математические методы. Разработав учение о скорости реакций, он создал химическую кинетику.

Скорость химической реакции

Итак, кинетикой химических реакций называют учение о скорости протекания, о том, какое химической взаимодействие происходит в процессе реакций, и о зависимости реакций от различных факторов. У различных реакций скорость протекания различна.

Скорость химической реакции напрямую зависит от природы химических веществ, вступающих в реакцию. Некоторые вещества, такие как NаОН и НCl, способны реагировать за доли секунды. А некоторые химические реакции длятся годами. Пример такой реакции – ржавление железа.

Скорость реакции зависит также и от концентрации реагирующих веществ. Чем выше концентрация реагентов, тем выше и скорость реакции. В ходе реакции концентрация реагентов уменьшается, следовательно, замедляется и скорость реакции. То есть, в начальный момент скорость всегда выше, чем в любой последующий.

Скоростью химической реакции принято считать изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени.

Концентрации реагентов определяют через определённые промежутки времени.

Правило Вант-Гоффа

Важным фактором, от которого зависит скорость протекания реакций, является температура.

Все молекулы сталкиваются с другими. Число соударений в секунду очень велико. Но, тем не менее, химические реакции не протекают с огромной скоростью. Так происходит, потому что в ходе реакции молекулы должны собраться в активированный комплекс. А образовать его могут только активные молекулы, кинетической энергии которых достаточно для этого. При малом количестве активных молекул реакция протекает медленно. При повышении температуры увеличивается число активных молекул. Следовательно, и скорость реакции будет выше.

Вант-Гофф считал, что скорость химической реакции – это закономерное изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени. Но оно не всегда является равномерным.

Правило Вант-Гоффа гласит, что при повышении температуры на каждые 10 о скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раза.

Математически правило Вант-Гоффа выглядит так:

где V2 – скорость протекания реакции при температуре t2, а V1 – скорость протекания реакции при температуре t1;

ɣ — температурный коэффициент скорости реакции. Этот коэффициент есть отношение констант скоростей при температуре t+10 и t.

Так, если ɣ = 3, а при 0 о С реакция длится 10 минут, то при 100 о С она будет продолжаться всего 0,01 сек. Резкое увеличение скорости протекания химической реакции объясняется увеличением количества активных молекул при повышении температуры.

Правило Вант-Гоффа применимо только в температурном диапазоне 10-400 о С. Не подчиняются правилу Вант-Гоффа и реакции, в которых участвуют большие молекулы.

ximik.biz

Справочник химика 21

Химия и химическая технология

Вант-Гоффа температурный скорости реакци

Согласно приближенному (эмпирическому) правилу Вант-Гоффа величина температурного коэффициента колеблется в пределах 2—4, т. е, при повышении температуры на 10 К скорость химической реакции возрастает в два— четыре раза. Например, если принять температурный коэффициент равным 2, легко можно подсчитать, что при повышении температуры на 100 К скорость реакции увеличится в 1024 раза, т. е. [c.153]

Скорость химических реакций с повышением температуры резко растет. Для гетерогенных реакций температурный коэффициент скорости обычно ниже, чем для гомогенных, так как при этом накладывается влияние других факторов, и наиболее медленной стадией процесса является не сама химическая реакция, а процессы диффузии, адсорбции и т. п. Зависимость скорости гомогенной реакции от температуры приближенно описывается эмпирическим правилом Вант-Гоффа при нагревании на 10° константа скорости увеличивается в два-четыре раза, т. е. [c.338]

Температура. Согласно классическим представлениям, если исключить влияние катализаторов, скорость химических реакций является функцией температуры и концентрации реагирующих веществ. По известному правилу Вант-Гоффа, повышение температуры на 10 градусов ускоряет реакцию в 2—3 раза. Это правило не является строгим, так как температурный коэффициент скорости реакции меняется с температурой. К. И. Ивановым [35 было показано, что температурный коэффициент окисления углеводородов, равный 2, наблюдается только для 140—150 °С. При температурах ниже 140 °С он во всех случаях гораздо больше, а выше 150°С он меньше. [c.69]

Пример 2. Воспользовавшись приближенным правилом Вант-Гоффа, вычислить, ири какой температуре некоторая реакция закончится за 25 мин, если при 20° С на это требуется 2 ч. Температурный коэффициент скорости реакции 3. [c.113]

Согласно правилу Вант-Гоффа температурный коэффициент скорости у для каждой химической реакции должен являться величиной постоянной. Однако в действительности он сильно уменьшается при повышении температуры, что хорошо видно из рис. 43, где приведены кривые у = ЦТ) для реакций образования и разложения иодистого водорода. Повышение температуры на 30 К (от 743 до 773 К) влечет за собой уменьшение температурного коэффициента первой реакции в 1,64 раза, второй —в 1,71 раза. Для этих реакций правило Вант-Гоффа справедливо лишь в сравнительно узком интервале температур. [c.153]

Эксперименты показывают, что с увеличением температуры скорость химической реакции быстро растет (константа скорости увеличивается). В большинстве случаев при повышении температуры на 10° скорость гомогенной реакции увеличивается в 2—4 раза (приближенное правило Вант-Гоффа). Температурный коэффициент [c.268]

Количественная теория температурной зависимости скорости реакции началась с оценки влияния температуры на число No соударений реагирующих молекул. Так как No пропорционально J/ Т, то рост температуры на 10° лишь очень немного изменяет No- Например, для интервала температур от 600 до 610 °К имеем (iVo),, / (iVo)(,(io = 610/600 = 1,01, т. е. несравненно меньше, чем по правилу Вант-Гоффа. Простой подсчет показывает, что если бы все соударения приводили к реакции, то она протекала бы практически мгновенно. Так, например, для реакции 2HI Но + la при 700 °К число соударений в [c.252]

На основе эмпирических наблюдений Вант-Гофф установил, что повышение температуры на 10° вызывает ускорение реакции в 2—3 раза. Это правило не строго точно, так как для ряда реакций коэфициент скорости может меняться в более широких пределах , с другой стороны, этот коэфициент значительно изменяется с повышением, температуры. Различными опытами установлено, что температурный коэфициент реакции окисления углеводородов, равный 2,0, наблюдается только для пределов 0—150° С. При температуре же ниже 140° С он во всех случаях значительно. больше двух, а выше 150° С имеет даже меньшую величину. [c.151]

Однако правило Вант-Гоффа можно использовать лишь в узких интервалах температур, так как температурный коэффициент скорости реакции а Ф onst и с повышением температуры уменьшается а -> 1. Для многих реакций при очень высоких температурах значение d может стать даже меньше единицы. Тогда при повышении температуры скорость реакции не увеличивается, а уменьшается. [c.161]

Еще в прошлом столетии было установлено, что для многих реакций скорость увеличивается при повышении температуры. Вант-Гофф показал, что при повышении температуры на 10 °С скорость реакции увеличивается примерно в 2—3 раза. Для температурной зависимости константы скорости было найдено эмпирическое соотношение [c.168]

Выражение (VII.15) представляет собой уравнение прямой в координатах In k—1/7. Тангенс угла наклона этой кривой к оси абсцисс определяет энергию активации tg a = EjR. Как следует из уравнения Аррениуса, правило Вант-Гоффа может выполняться только для реакций, энергия активации которых лежит в пределах 84—170 кДж/моль. Оно и было сформулировано на основании экспериментального изучения подобных реакций при не очень высоких температурах (0-+400°С). В настоящее время показано, что энергия активации химических реакций лежит в пределах 40ч-400 кДж/моль, т. е. температурный коэффициент скорости может быть и меньше и существенно больше, чем определяемый правилом Вант-Гоффа. [c.223]

Воспользовавшись приближенным правилом Вант-Гоффа, вычислить, при какой температуре реакция закончится в течение 20 мин, если при 20° С на это требуется 3 ч. Температурный коэффициент скорости реакции принять равным 2. [c.114]

Скорость подавляющего большинства химических реакций растет с температурой. Накопленный к концу XIX в. экспериментальный материал позволил Я. Вант-Гоффу сформулировать приближенное правило при повышении температуры на 10 С скорость реакции возрастает в 2—4 раза. Величина отношения констант скорости реакции при (Т — — 10)° и Т° называется температурным коэффициентом реакции (у). Этот коэффициент не остается постоянным и уменьшается с ростом температуры. [c.252]

Выведите формулу для расчета энергии активации реакции (уравнение Аррениуса) по известному значению температурного коэффициента скорости у реакции (уравнение Вант-Гоффа) при данной температуре. [c.145]

Зависимость скорости реакции от температуры. Энергия активации. Скорость химических реакций сильно зависит от температуры. В соответствии с эмпирическим правилом Вант-Гоффа (1884) при повышении температуры на 10° скорость большинства реакций возрастает в 2—4 раза. Отношение константы скорости при температуре /-Ы0° к константе при температуре t называется температурным коэффициентом скорости у. Как следует из правила Вант-Гоффа, [c.221]

Влияние температуры на скорость реакции. Зависимость скорости реакции от температуры выражается в приближенной форме правилом Вант-Гоффа, согласно которому при повышении температуры на каждые 10° скорость реакции увеличивается примерно в 2—4 раза. Число, показывающее, во сколько раз увеличивается скорость данной реакции при повышении температуры на 10°, называется температурным коэффициентом реакции. [c.92]

Более наглядно температурную зависимость скорости реакции можно представить с помощью температурного коэффициента реакции Вант-Гоффа, показывающего, во сколько раз возрастает скорость реакции при повышении температуры на 10° [c.215]

Задача 6. Пользуясь правилом Вант-Гоффа и приняв температурный коэффициент скорости (у ) равным 3, вычислить, на сколько нужно повысить температуру, чтобы скорость реакции возросла в 80 раз [c.54]

Согласно правилу Вант-Гоффа, температурный коэффициент обычно равен 2—4, т. е. при повыщении температуры иа 10° скорость реакции увеличивается в 2—4 раза. Однако это правило приближенно применимо лищь в области средних температур (10—400°С) при энергиях активации порядка 60 000—120 000 Дж/моль. Как видно из рис. 15, 3 умепьщается с понижением Е и повыщением 1, приближаясь к единице в области высоких температур. [c.70]

По аакону Вант-Гоффа, скорость химической реакции увеличивается вдвое при повышении температуры на 10° С. Ниже мы увидим, что этот закон применим для реакций крекинга только в ограничеи-пых пределах температур. Число градусов повышения температуры, которое необходимо для удвоения скорости реакции, называется температурным градиентом скорости реакции. Обозначим температурный градиент через а . [c.34]

Пример 1. Используя приближенное правило Вант-Гоффа, вычислить, на сколько нужно повысть температуру, чтобы скорость реакции возросла в 80 раз Температурный коэффициент скорости принять равным 3. [c.113]

В 1879 г. голландский ученый Вант-Гофф установил, что ноаышеные температуры на каждые 10 град увеличивает скорость гомогенных реакций в 2—4 раза (правило Вант-Гоффа). Более точно температурную зависимость скорости химических процессов выражает соотношение, полученное первоначально экспериментальным путем шведским ученым Сванте Аррениусом (1889) [c.145]

Следует отметить, что величина у для многих реакций не остается постоянной, если брать большой интервал температур (по правилу Вант-Гоффа мы должны бы иметь V = onst). Кроме того, известны реакции с отрицательным температурным коэффициентом. Прн повышении температуры они замедляются. Примером может служить реакция 2N0 + О = 2ЫОз. Причина лежит в своеобразии ее внутреннего механизма. Реакций с отрицательным температурным коэффициентом скорости известно немного. [c.135]

Наглядное представление о зависимости скорости химических реакций от температуры дает правило Вант-Гоффа, согласий которому при повышении температуры на 10 градусов скорость химической рёакции увеличивается в 2—4 раза. Это правило первоначально было установлено для реакций, протекающих в растворах при невысоких температурах, и связано с понятием температурного коэффициента скорости реакции Т1, определяемого соотношением [c.64]

Смотреть страницы где упоминается термин Вант-Гоффа температурный скорости реакци: [c.140] [c.193] [c.222] [c.114] [c.160] [c.238] [c.59] [c.60] [c.83] [c.29] [c.217] [c.116] Курс физической химии Том 2 Издание 2 (1973) — [ c.39 ]

chem21.info

2.3 Влияние температуры на скорость реакции. Правило Вант-Гоффа

Количественная зависимость скорости реакции от температуры выражается эмпирическим правиломВант-Гоффа(1884 г.):при повышении температуры на каждые 10 0 С скорость большинства реакций возрастает в 2-4 раза, а при понижении температуры на 10 0 С скорость реакции во столько же раз уменьшается.

Число, показывающее, во сколько раз увеличивается скорость данной реакции при повышении температуры на 10 0 С, называетсятемпературным коэффициентом скорости .

(2.4)

Для большинства реакций это отношение колеблется в пределах от 2 до 4.

Скорость реакции при любой температуре t 0 2можно вычислить по формуле:

, (2.5)

где γ – температурный коэффициент; t 0 1– начальная температура; t 0 2– конечная температура;– скорость реакции при температуре t 0 2; – скорость реакции при температуре t 0 1.

Во сколько раз увеличится скорость химического процесса, если температура в системе повысилась с 80 0 С до 110 0 С, т.е. на 30 0 при температурном коэффициенте γ=3?

Решение: Используя уравнение (2.5), получаем

Таким образом, при повышении температуры с 80 0 до 110 0 С скорость реакции увеличится в 27 раз.

С изменением температуры изменяется константа скорости. Поэтому зависимость скорости реакции от температуры можно выразить через отношение константы скорости при температуре (t 0 + 10 0 ) к константе скорости при температуре t 0 .

(2.6)

Более точно зависимость скорости реакции от температуры выражается уравнением Аррениуса:

, (2.7)

где – константа скорости реакции; предэкспоненциальный множитель (зависящий от природы вещества);– энергия активации, Дж/моль;– универсальная газовая постоянная, 8,3143 Дж/моль∙К;– основание натурального логарифма (2,718).

В химической кинетике часто пользуются уравнением Аррениуса в логарифмической форме:

. (2.8)

Из уравнения (2.8) следует, что зависимость константы скорости от температуры, построенная в координатах , линейна (рис. 2.1). Эта

Рис. 2.1 Зависимость константы скорости

зависимость позволяет определить энергию активации реакции по тангенсу угла наклона прямой и предэкспоненциальный множительпо отрезку, отсекаемому на оси ординат, когда. Чем больше величина энергии активации, тем меньше доля активных частиц, столкновение между которыми ведет к химической реакции, то есть тем меньше константа скорости.

Таким образом, экспоненциальный фактор выражает долю частиц от их общего числа, обладающих достаточным запасом энергии для протекания процесса в случае их столкновения.

Столь резкое влияние температуры на скорость реакции объясняется увеличением относительного количества активных частиц и увеличением числа столкновений между ними, что ведет к увеличению скорости реакции.

2.4 Химическое равновесие и его смещение

Все химические процессы делятся на два типа: обратимые и необратимые.

Обратимые реакции в одних и тех же условиях идут в двух противоположных направлениях (), а необратимые – в одном (→). К необратимым относятся реакции, сопровождающиеся выделением газа, образованием осадка, или малодиссоциирующих веществ (например, воды), устойчивых комплексов, а также реакции, сопровождающиеся очень большим выделением тепла.

Большинство реакций являются обратимыми. Например,

H2(г.) + I2 (г.) 2HI(г.) . (2.9)

Реакцию, идущую справа налево (в данном случае – образование HI), принято считать прямой, а реакцию, идущую слева направо (в данном случае – разложение HI) – обратной.

Реакция смеси эквимолярных количеств (1:1) газообразных водорода и иода при нагревании в закрытом сосуде до 356 0 С идет до тех пор, пока не образуется 80 % того количества иодистого водорода, которое

должно образоваться по уравнению (2.9). Остальные 20 % остаются в виде H2иI2независимо от длительности нагревания. В первый момент времени скорость прямой реакциибудет наибольшей, скорость обратной– равна нулю (рис. 2.2.). С течением времени концентрации H2и I2уменьшаются, концентрация HI увеличивается, происходит уменьшение скорости прямой реакции и увеличение скорости обратной реакции. Наконец,

Рис. 2.2. Изменение во времени количества HI при его образовании и диссоциации.

наступает момент, когда скорость прямой и обратной реакций становятся равными. С этого времени концентрации всех веществ перестают изменяться, скорость образования HI равна скорости его разложения. Наступает химическое равновесие. Таким образом, с точки зрения химической кинетики, химическое равновесие – это такое состояние обратимой реакции, при котором скорости прямой и обратной реакции равны:

Концентрации реагирующих веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии, называются равновесными.

Соотношение между равновесными концентрациями не зависит от того, какие вещества берут в качестве исходных (например, H2и I2 или HI), то есть к состоянию равновесия можно подойти с обеих сторон (рис. 2.2.)

КОНСТАНТА ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ

Выведем константу равновесия для обратимых химических реакций в общем виде:

Применим закон действия масс и запишем выражения скорости прямой и обратной реакций:

скорость прямой реакции:

(2.11)

скорость обратной реакции:

(2.12)

в состоянии равновесия:

, т.е. (2.13)

Переносим постоянные величины (константы скорости) в левую часть равенства, а переменные (концентрации) – в правую часть равенства, т.е. записываем данное равенство в виде пропорции:

(2.14)

Так как величины и в определенных условиях постоянны, то и отношение их тоже будет постоянной величиной для данной системы. Её обозначаюти называютконстантой равновесия.

(2.15)

В выражение константы входят равновесные концентрации веществ, взятые в степенях, равных коэффициентам перед веществом в уравнении реакции.

Константа равновесия отражает глубину протекания процесса. Чем больше величина константы равновесия, тем выше концентрация продуктов реакции в момент равновесия, т.е. тем полнее протекает реакция.

Константа равновесия зависит от природы реагирующих веществ, но не зависит от присутствия катализатора, так как он в равной степени ускоряет как прямую, так и обратную реакции. Влияние других факторов (концентрации веществ, давления газов и температуры) на величину константы равновесия мы разберем ниже на конкретных примерах.

Гетерогенное равновесие – равновесное состояние между веществами, образующими две или больше различных фаз, например, между газом и твердым веществом либо между твердым веществом и жидкостью. Гомогенное равновесие – состояние равновесия, устанавливающееся между реагентами и продуктами, которые находятся в одинаковой фазе, например, между газами или между растворами веществ.

Рассмотрим вывод выражения константы равновесия на конкретных примерах.

для реакции, протекающей в газовой фазе (гомогенная система):

N2(г.) +3H2(г.) 2NH3(г.)

;.. Если , то ,

константа химического равновесия будет равна: .

Если в реакции участвуют твердые вещества (гетерогенная система), то концентрация их не входит в выражение скорости реакции (т.к. остается постоянной в единице поверхности в единицу времени), а, следовательно, для реакции: С(тв.) + О2 (г.) СО2(г.)

Константа химического равновесия будет равна: .

В обратимой химической реакции А + 2В С равновесие наступило при следующих равновесных концентрациях:= 0,6 моль/л;= 1,2 моль/л;= 2,16 моль/л. Определить константу равновесия и исходные концентрации веществаи.

чтобы определить исходные концентрации веществи, нужно учесть, что согласно уравнению реакцииА + 2В Сиз одного моля веществаи двух молей веществаобразуется один моль вещества.отсюда следует, что на образование каждых 2,16 молей веществапошло 2,16 моля вещества и 2,16·2=4,32 моля вещества. Тогда число молей веществаидо начала реакции равнялось:исх.=0,6+2,16=2,76 моль/л,исх.=1,2+4,32=5,54 моль/л.

Вычисляем константу равновесия: .

СМЕЩЕНИЕ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ

Состояние равновесия очень устойчивое, поэтому система может находиться в этом состоянии до тех пор, пока не изменятся параметры процесса: концентрации каких-либо веществ (или одного из реагентов), давление газовой смеси, температура. При этом вмешательстве извне изменяются скорости обеих реакций. Если обе скорости увеличиваются или уменьшаются в одинаковое число раз, т.е. сохраняется равенство , то равновесие в данном случае не нарушается. Если изменение скоростей приводит к неравенствамили , то происходит смещение равновесия в направлении процесса, идущего с большей скоростью.

Направление смещения равновесия определяет принцип Ле-Шателье:если в системе, находящейся в состоянии равновесия, изменить одно из условий (концентрацию, давление или температуру), то равновесие смещается в направлении реакции, противодействующей данному изменению.

Разберем влияние внешних факторов на смещение химического равновесия.

studfiles.net

Это интересно:

  • Закон постоянства генетической структуры Закон постоянства состава вещества К основным законам химии относится закон постоянства состава: Всякое чистое вещество независимо от способа его получения всегда имеет постоянный качественный и количественный состав. Атомно-молекулярное учение позволяет объяснить закон постоянства […]
  • Верны ли суждения о правилах техники безопасности в школьной лаборатории ИТОГОВАЯ КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА ПО ХИМИИ Класс ВАРИАНТ 1 1) аммиак 2) молоко 3) сера 4) хлорид натрия 2.Сложным веществом является 1) фосфор 2) железо 3) углекислый газ 4) алмаз 3.О кислороде как о простом веществе говорится в суждении 1) Кислородом дышат живые организмы 2) Кислород входит в […]
  • Аренда транспорта налоги Нужно ли удерживать страховые взносы с аренды автомобиля? Отправить на почту Страховые взносы с аренды автомобиля не начисляются и не уплачиваются арендатором только в том случае, если арендуется авто без экипажа. Если же в аренду взят автомобиль с экипажем, то обязательно придется […]
  • Налог 13 за квартиру Можно ли пенсионеру вернуть подоходный налог 13% с покупки квартиры? Жильё можно построить, или, к примеру, принять в дар, а также можно купить. Существуют различные варианты приобретения, то есть: единовременный расчёт или ипотечная программа кредитования. И можно обнаружить применимую […]
  • Служебная записка 31 Получаем служебную записку на командировку - образец Служебная записка на командировку - образец-2017-2018 этого документа станет темой для обсуждения в данной статье. Вы узнаете, как оформляется данная деловая бумага и в каких случаях подается. Когда составляется служебная записка на […]
  • Претензия страховая не платит Страховая отказывается платить по КАСКО Следующая статья: АИС ОСАГО КАСКО – дополнительное страхование, которое способно дать гарантию получения компенсационной выплаты при наступлении страхового случая. Но если страховая компания отказывается платить по полису КАСКО, как […]
  • Как можно вернуть товар надлежащего качества Возврат товара. Как и какой товар можно вернуть продавцу? Как быть, если покупка оказалась некачественной или не подошла вам по какой-то другой причине? Конечно, возможно вернуть товар продавцу. Но все мы знаем, что это не так просто и магазины часто находят множество причин, лишь бы не […]
  • Приказ орксэ 2018 с. Большой Бейсуг Брюховецкого района Краснодарского края раздел ЕГЭ 2018 Летняя площадка дневного пребывания "Ералаш" Директор школы Юридический адрес Схема проезда Награды сайта Месторасположение сайта Директор школы: Рыльков Григорий Вячеславович (Соответствие […]