2023 Autor: Jake Johnson | [email protected]. Zadnja izmjena: 2023-05-24 23:12
U većini slučajeva opažena brzina hemijske reakcije raste sa porastom temperature, iako stepen ovog povećanja uveliko varira od reakcije do reakcije.
Prema starom pravilu, brzina reakcije se otprilike udvostručuje za svakih 10ºC porasta temperature (nažalost pravilo je toliko približno da se može koristiti samo u ograničenom broju slučajeva). U smislu jednačine brzine, uzrok varijacije brzine reakcije s temperaturom leži u činjenici da konstanta brzine k varira s temperaturom.
Odnos između njih dvojice je 1887. otkrio naučnik Van't Hoff i nezavisno 1889. Arrhenius. Potonji je napravio opsežnu studiju njegove primjene u mnogim reakcijama.
Kvantitativni opis varijacije konstante ravnoteže s temperaturom opisan je Van't Hoffovom jednačinom.
Jednačina je:
Gdje je (Kp)1 vrijednost konstante ravnoteže za pritiske na temperaturi T1 i (Kp)2 je vrijednost iste konstante ali na temperaturi T2. R je idealna plinska konstanta, a ΔHº toplina reakcije ili entalpija reakcije kada su reaktanti i proizvodi u svom standardnom stanju (za plinove, tlak od 1 atm i za otopine 1 mol L-1 , a oba slučaja pretpostavljaju aidealno ponašanje).
Vant Hofova jednačina se obično koristi za određivanje vrednosti konstanti ravnoteže na određenoj temperaturi od vrednosti na drugoj temperaturi. Takođe nudi način dobijanja toplote reakcije kada su konstante ravnoteže poznate na dve temperature.
Drugi oblik Van't Hoffove jednadžbe opisuje promjenu konstante ravnoteže prema koncentraciji Kc s temperaturom:
Imajte na umu da ova formula sadrži ΔUº umjesto ΔHº
Da li Van’t Hoffova jednačina izgleda poznato? Pa i trebalo bi, jer je to najsavremenija opća verzija Clapeyronove jednadžbe koja opisuje varijaciju temperature kao funkciju tlaka pare. Pritisak pare tečnosti je konstanta ravnoteže Kp za proces:
gasovita tečnost
U ovom slučaju izraz za zakon masovnog djelovanja nema nazivnik jer je reaktant I čista tekućina
Dalji zaključci iz Van’t Hoff studija
Van't Hoff je potvrdio vezu sličnosti između pritiska gasova i osmotskog pritiska razblaženih rastvora. Na osnovu iskustava naučnika Pfeffera o osmotskom pritisku, pronađena je sličnost s Boyleovim i Charlesovim plinskim zakonima:
„Osmotski pritisak rastvora jednak je pritisku koji je rastvorena supstanca izvršila u gasovitom stanju, zauzimajući istu zapreminu rastvora na istoj temperaturi.”
Zato možemo primijeniti savršenu plinsku jednačinu:
p. V=nRT
p=osmotski pritisak
V=zapremina rastvora
n=količina u molovima otopljene tvari
R=savršena plinska konstanta
t=apsolutna temperatura
Jednačina osmotskog pritiska
gdje:
M=je koncentracija u količini materije (mol/L)
R=savršena plinska konstanta
T=apsolutna temperatura
Za atmosferski pritisak, vrijednost R će biti 0,082 atm L. (mol. K)-1. A za osmotski pritisak u milimetrima žive, vrijednost R će biti 62,3 mm Hg. L. (mol. K)-1.
Za jonske otopine, moramo koristiti Van't Hoff faktor korekcije:
i=α(q – 1) + 1
p=MRT. i
Pošto osmotski pritisak zavisi od koncentracije dispergovanih čestica, smatra se osmotskim pritiskom.
Rešenja sa istim osmotskim pritiskom nazivamo izotoničnim. Kada osmotske otopine pokažu razlike, one se nazivaju anizotonične.
Rješenja sa visokim osmotskim pritiskom nazivaju se hipertonični, a rastvori sa niskim osmotskim pritiskom se nazivaju hipotonični.
Van’t Hoff faktor korekcije
Imajte na umu da je broj dispergiranih čestica ekvivalentan broju otopljenih molekula pomnoženom sa Van't Hoffovim faktorom korekcije predstavljenim sa i.
Npd=Nd. i
Upotrebom gornjeg primjera imamo:
190=100. 1, 9
Tada se pokazuje da:
I=1 + α (q – 1)
Gdje:
q=broj jona nastalih jonizacijom 1 molekula.
Još uvijek na istom primjeru:
Napomena:
Ako je α=0, to jest, otopljena tvar ne prolazi kroz jonizaciju, imat ćemo:
i=1 + 0 (q – 1)=1
Ako je α=1, odnosno, svi molekuli jonizuju, imamo:
