2023 Autor: Jake Johnson | [email protected]. Zadnja izmjena: 2023-05-24 23:12
Zakon stope pokazuje odnos između stopa i koncentracija. Međutim, brzine također ovise o temperaturi. Uz nekoliko izuzetaka, stopa naglo raste s porastom temperature. Van’t Hoff, holandski hemičar, empirijski je primijetio da se za svakih 10°C porasta temperature, brzina reakcije udvostručuje:
Međutim, eksperimentalno je uočeno da je ovaj količnik zapravo između 2 i 4. Tako je 1889. švedski hemičar Syante Arrhenius predložio još jednu empirijsku jednačinu koja daje bolje rezultate:
Arrheniusova jednadžba:
Gdje:
K=Konstantna stopa
Ea=Energija aktivacije
R=Gas Constant
T=Apsolutna temperatura
A=Pre-eksponencijalni faktor
Arrheniusova jednačina koja se može napisati na druge načine:
Grafikon ispod predstavlja Arrheniusovu jednačinu, prema ovoj posljednjoj jednačini:
Parametar A, dat presekom y, na 1/T=0, je predeksponencijalni faktor ilifaktor frekvencije. Parametar A nije bezdimenzionalan. Ima iste dimenzije kao i konstanta brzine. Stoga, njegove dimenzije variraju s redoslijedom reakcije.
Osim što malo zavisi od temperature, ovaj efekat se može zanemariti za male temperaturne intervale. Parametar Ea, dobijen nagibom (-Ea/R) linije, je energija aktivacije reakcije.
Energija aktivacije je minimalna kinetička energija koju reaktanti moraju imati da bi se proizvodi formirali. Upravo je to najvažniji Arrheniusov doprinos: tvrdnja da se hemijski procesi aktiviraju, odnosno da im je potrebna određena energija aktivacije da bi se dogodila. Dakle, procesi sa niskom energijom aktivacije odvijaju se brzo, dok se procesi sa visokom energijom aktivacije odvijaju sporije.
Grafikon ispod prikazuje energiju aktivacije za egzotermni proces:
Što je veća energija aktivacije, manja je vjerovatnoća transformacije reaktanata u produkte.
Arrheniusova jednačina se može primijeniti na plinovite, tekuće, pa čak i heterogene reakcije. Temperaturni raspon u kojem vrijedi je širok za elementarne reakcije, ograničen za složene reakcije, a kratak za lančane reakcije.
Ona se više koristi za monomolekularne reakcije. Za bimolekularne reakcije uobičajeno je koristiti modificirani oblik Arrheniusove jednadžbe:
Koncept Arrheniusove energije aktivacije ne odnosi se samo na hemijske reakcije. Također se aktiviraju bezbrojni fizički procesi, a varijacija njihove brzine s temperaturom može se opisati Arrheniusovom jednačinom. Primjer je difuzija atoma kroz kristalnu rešetku u čvrstom stanju.
Objašnjenje vrijednosti konstanti brzine i zavisnosti svake od temperature
Zakoni stope i konstante brzine omogućavaju razumijevanje molekularnih procesa hemijskih promjena. Zakoni o stopama mogu pomoći u otkrivanju detalja mehanizama reakcije. Ali, Kako objasniti numeričke vrijednosti konstanti stope koje se pojavljuju u zakonima o stopama?
Teorija sudara i teorija aktiviranog kompleksa daju odgovore na ovo pitanje i doprinose objašnjenju kako se odvijaju hemijske reakcije.
