Энергия активации зависит от природы

074. Энергия активации

Сильное изменение скорости реакции с изменением температуры объясняет теория активации. Согласно этой теории в химическое взаимодействие вступают только активные молекулы (частицы), обладающие энергией, достаточной для осуществления данной реакции. Неактивные частицы можно сделать активными, если сообщить им необходимую дополнительную энергию, — этот процесс называется активацией. Один из способов активации — увеличение температуры: при повышении температуры число активных частиц сильно возрастает, благодаря чему резко увеличивается скорость.

Энергия, которую надо сообщить молекулам (частицам) реагирующих веществ, чтобы превратить их в активные, называется энергией активации.

Ее определяют опытным путем, обозначают буквой Еa и обычно выражают в кДж/моль. Энергия активации Еa зависит от природы реагирующих веществ и служит характеристикой каждой реакции.

Чтобы реагирующие вещества А и В образовали продукт реакции АВ, они должны преодолеть энергетический барьер. На это затрачивается энергия активации Еа, на значение которой возрастает энергия системы. При этом в ходе реакции из частиц реагирующих веществ образуется промежуточная неустойчивая группировка, называемая переходным состоянием или активиро ванным комплексом, последующий распад которого приводит к образованию конечного продукта АВ.

Если при распаде активированного комплекса выделяется больше энергии, чем это необходимо для активации частиц, то реакция экзотермическая. Примером эндотермической реакции служит обратный процесс — образование из вещества АВ веществ А и В. В этом случае процесс протекает также через образование активированного комплекса, однако энергия активации больше, чем для прямого процесса:

∆H — тепловой эффект реакции.

Скорость реакции непосредственно зависит от значения энергии активации: если оно мало, то за определенное время протекания реакции энергетический барьер преодолеет большое число частиц и скорость реакции будет высокой, но если энергия активации велика, то реакция идет медленно.

При взаимодействии ионов энергия активации очень мала и ионные реакции протекают с очень большой скоростью (практически мгновенно).

Источник

Понятие энергии активации. Распределение Максвелла – Больцмана. Уравнение Аррениуса. Предэкспоненциальный множитель. Энергетическая диаграмма химической реакции.

Более точно зависимость константы скорости реакции от температуры описывается уравнением Аррениуса:

,

Если при изменении температуры концентрация реагентов остается постоянной, то зависимость скорости реакции от температуры описывается уравнением:

, где

— основание натурального логарифма;

— энергия активации реакции, Дж/моль;

— универсальная газовая постоянная, Дж/моль·К;

— температура, К;

— предэкспоненциальный множитель;

при .

Энергия активации – это минимальная дополнительная или избыточная энергия по сравнению со средней энергией реагирующих частиц, которой должны обладать соударяющиеся частицы, чтобы вступить в реакцию. Частицы, обладающие такой энергией, называются активными. Энергия активации процесса зависит от природы реагирующих веществ. Значения энергии активации для химических реакций могут составлять от 40 до 200 кДж/моль.

Энергия активации (Е_а)показывает, какую минимальную энергию(в расчете на 1 моль) должны иметь частицы, чтобы они могли вступить в реакцию.

-если Е_а > 180 кДж/моль, то реакция идет очень медленно.

Концентрация Аррениуса иллюстрирует энергетическая диаграмма

Обратной эндотермической реакции:

H₂(_Г)+J₂(_Г) 2HJ; ∆H 0 _p(T) = 54 кДж.

Распределение Максвелла – Больцмана:

В обычных условиях только часть молекул обладает достаточной энергией, чтобы преодолеть порог. С ростом температуры таких молекул становится больше и скорость реакции возрастает. Известно, что молекулы газа при данной температуре обладают разной кинетической энергией, описываемой распределением Максвелла-Больцмана|:

N_акт = N_общ*

Графики распределения частиц по энергии для различных температур показывают, что с ростом температуры число таких молекул растет. Более точно зависимость константы скорости химической реакции от температуры описывается уравнением.

Из уравнения Аррениуса следует, что k =k₀ при Е_а = 0. Можно было бы предположить, что при этом условии каждое столкновение частиц приводит к химической реакции. Кинетическая теория газов позволяет рассчитать число столкновений частиц в единицу времени (z). Как показывает опыт, не каждое столкновение даже активных молекул приводит к реакции. Необходимо еще одно условие протекания реакции – определенная ориентация молекул, благоприятствующая перераспределению электронной плотности. Поэтому предэкспоненциальный множитель k₀ включает в себя фактор ориентации молекул (вероятностный фактор) Р_ор:

Вероятностный фактор уменьшается с ростом числа и сложности реагирующих частиц от доли единицы до 10_-9.

Таким образом, предэкспоненциальный множитель отражает частоту столкновения и ориентацию реагирующих частиц.

Энергетическая диаграмма химической реакции:

Энергетическая диаграмма для реакции образования продукта АВ из исходных веществ А и В. Если энергия столкновения молекул А и В больше или равна энергии активации Е_а, то энергетический барьер преодолевается, и происходит перемещение вдоль координаты реакции r от исходных веществ к продукту. Иначе имеет место упругое столкновение молекул А и В. Вершина энергетического барьера соответствует переходному состоянию (активированному комплексу), в котором связь А–В образовалась частично.

6. Активированный комплекс, его свойства. (пример)

Реакция начинается только между теми частицами, которые обладают повышенной энергией. Такие частицы при столкновении образуют сначала так называемый активированный комплекс (АК). Затем активированный ‘ комплекс разрушается с образованием продуктов реакции. Образование АК энергетически более выгодна, чем развал всех молекул на атомы и затем образование новых связей.. Свойства АК :,

1)АК не является химическим соединением.

2)АК существует очень короткое время.

3) Для обратимой реакция АК один и тот же для прямой и

4) Е_а реакции равна энергии образования АК.

В реакции Н2 + J2 активированным комплексом является плоский димер H2*J2в котором все связи удлинены по сравнению с молекулами исходных веществ. В обратимых реакциях энергии активации различны для прямой и обратной реакций. Разница между энергиями активации прямой и обратной реакций равна энтальпии реакции ( Н0(Т)), Частицы с энергией больше или равной Еа называются активными.

Понравилась статья? Добавь ее в закладку (CTRL+D) и не забудь поделиться с друзьями:

Источник

8) Зависимость скорости реакции от природы реагирующих веществ и температуры (правило Вант-Гоффа, энергия активации).

Химическая реакцияпротекает при непосредственном столкновении молекул исходных веществ, причем последние должны обладать при этом достаточным запасом кинетической энергии, иначе их столкновение будет неэффективным.

Избыточная кинетическая энергия, которой должны обладать молекулы исходных веществ для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества, называется энергией активации данного процесса , кДж/моль. Молекулы, обладающие такой энергией, называются активными.

Энергия активации – это фактор, посредством которого природа реагирующих веществ влияет на скорость реакции. Значения для химических реакций лежат в пределах 40….400 кДж/моль.Она зависит от природы реагирующих веществ, температуры, ее значения включают в специальные справочники и используют в химической технологии для расчета скоростей реакций в различных условиях. Установлено, если:

> 120 кДж/моль, скорость очень мала, реакции при обычных условиях визуально не видны (синтез аммиака);

≈ 40….120 кДж/моль, скорость характерна для большинства химических реакций, её можно замерить.

прямой реакции ≠ обратной реакции.

Из уравнения Аррениуса( ) следует, что константа скорости реакции, а, следовательно, и скорость реакции, уменьшается с ростом энергии активации. Повышение же температуры процесса приводит к увеличению константы и скорости реакции.

Зависимость скорости реакции (константы скорости) от температуры определяется правилом Я. Вант-Гоффа (Голландия, 1884 г.).

При повышении температуры на 10 градусов скорость большинства реакций увеличивается в 2–4 раза:

С увеличением температуры растет число молекул, кинетическая энергия которых равна или выше энергии активации , следовательно, растет доля молекул, способных к активным столкновениям с образованием активированного комплекса, т. е. происходит ускорение реакции.

9) Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Константа равновесия.

Химические реакции по признаку обратимости делятся на необратимые и обратимые. К необратимым реакциям относятся такие реакции, которые протекают до тех пор, пока один из реагентов полностью не израсходуются. Признаками необратимых реакций, протекающих в растворах, являются: а) выпадение осадка, б) образование газа, в) образование малодиссоциирующего вещества. Обратимыми реакциями называются такие реакции, которые протекают одновременно в двух взаимно противоположных направлениях. Для подобных реакций вместо знака равенства пользуются противоположно направленными стрелками (↔).

Количественной характеристикой состояния равновесия является константа химического равновесияК, которая определяется отношением констант скоростей прямой и обратной реакцией .В подавляющем большинстве случаев константы скоростей прямой и обратной реакций не равны. Константа равновесия – постоянная при данной температуре величина и определяет соотношение между равновесными концентрациями продуктов реакции и исходных веществ, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов.

При некоторой температуре энтальпийный и энтропийный факторы уравниваются, две противоположные тенденции уравновешивают друг друга т.е. . В этом случае соблюдается уравнение , которое является термодинамическим условием химического равновесия.

Источник