Dy reaksione kimike në një temperaturë prej 10 gradë. Ndikimi i temperaturës në shpejtësinë e një reaksioni kimik. Shpejtësia e reaksionit kimik

Në Me rritjen e temperaturës, shpejtësia e shumicës së reaksioneve kimike rritet ndjeshëm, dhe për reaksionet homogjene, kur nxehen për çdo dhjetë gradë, shpejtësia e reagimit rritet me 2-4 herë.

Numri i përgjithshëm i grimcave në sistemin (N) është i barabartë me sipërfaqen nën kurbë. Numri i përgjithshëm i grimcave me energji më të madhe se Ea është i barabartë me zonën e hijes.

Nga Figura 2 mund të shihet se me rritjen e temperaturës, shpërndarja e energjisë e grimcave ndryshon në mënyrë që proporcioni i grimcave me energji më të lartë rritet. Kështu, një koncept i rëndësishëm për një reaksion kimik është energjia e aktivizimit.

Energjia e aktivizimit është energjia që duhet të kenë grimcat në mënyrë që ndërveprimi i tyre të çojë në një reaksion kimik. Energjia e aktivizimit shprehet në kJ/mol. Për reaksionet që ndodhin me një shpejtësi të dukshme, energjia e aktivizimit nuk kalon 50 kJ/mol (për reaksionet e shkëmbimit të joneve Ea » 0); nëse Ea > 100 kJ/mol, atëherë shpejtësia e reagimit është jashtëzakonisht e ulët.

Në 1889, S. Arrhenius dha një ekuacion për varësinë e konstantës së shpejtësisë së një reaksioni kimik nga temperatura:

k = Ae - Ea/RT

ku, A - faktori paraekspopotencial, në varësi të natyrës së substancave reaguese;

R- konstante gazi = 8,314 J/(mol? K);

Ea- energjia e aktivizimit.

Nga ekuacioni Arrhenius rezulton se sa më e lartë të jetë energjia e aktivizimit, aq më shumë është e nevojshme të rritet temperatura për të ruajtur shpejtësinë e kërkuar të reagimit.

Figura 3 tregon varësinë e ndryshimit të energjisë potenciale të sistemit që reagon nga rruga e reaksionit. Nga figura e mësipërme mund të shihet se për një reaksion ekzotermik (i cili ndodh me lëshimin e nxehtësisë), humbja e molekulave aktive plotësohet nga energjia e çliruar gjatë reaksionit. Në rastin e një reaksioni endotermik, kërkohet nxehtësi për të ruajtur shpejtësinë e kërkuar të reagimit.

Figura 10.3 Diagrami i energjisë i një reaksioni kimik

A - reaktantë, C - produkte.

2.4 Ndikimi i substancave të huaja

Substancat e huaja, në varësi të ndikimit që kanë, mund të përshpejtojnë reaksionet - katalizatorë ose ngadalësojnë ato - frenues.

Katalizatorët- këto janë substanca që përshpejtojnë reaksionet kimike, por mbeten të pandryshuara pas reaksionit.

Frenuesit - këto janë substanca që ngadalësojnë reaksionet.Në praktikë ndonjëherë është e nevojshme të ngadalësohen reaksionet (korrozioni i metaleve etj.) kjo arrihet me futjen e inhibitorëve në sistemin e reaksionit. Për shembull, nitriti i natriumit, kromati i kaliumit dhe dikromati zvogëlojnë shkallën e korrozionit të metaleve.

Promovuesit- substanca që rrisin aktivitetin e katalizatorit. Në këtë rast, vetë promotorët mund të mos kenë veti katalitike.

Helmet katalitike- papastërtitë e huaja në përzierjen e reaksionit, që çojnë në humbje të pjesshme ose të plotë të aktivitetit të katalizatorit. Kështu, gjurmët e arsenikut dhe fosforit shkaktojnë një humbje të shpejtë të aktivitetit nga katalizatori V2O5 gjatë metodës së kontaktit për prodhimin e H2SO4.

3. Ekuilibri kimik

Në reaksionet kimike, substancat fillestare jo gjithmonë shndërrohen plotësisht në produkte të reaksionit. Kjo ndodh sepse ndërsa produktet e reaksionit grumbullohen, mund të krijohen kushte që të ndodhë reaksioni i kundërt. Shumica e reaksioneve kimike janë të kthyeshme.

Si shembull, le të analizojmë reagimin e kthyeshëm të sintezës së amoniakut nga azoti dhe hidrogjeni, i cili është jashtëzakonisht i rëndësishëm për industrinë:

reagim i drejtpërdrejtë -2N 2 + 3H 2 →2NH 3 ,

reaksioni i kundërt - 2NH 3 →N 2 + 3H 2,

reaksion i kthyeshëm - 2N 2 + 3H 2« 2NH 3.

Reaksionet e përparme dhe të kundërta janë reaksione të veçanta me ekuacionet e tyre kinetike përkatëse, faktorët e para-ekspozimit, energjitë e aktivizimit, etj.

Një karakteristikë e rëndësishme sasiore e reaksioneve të kthyeshme është konstanta e ekuilibrit, e cila përcaktohet kur sistemi arrin ekuilibrin kimik - një gjendje në të cilën ritmet e reaksioneve të përparme dhe të kundërta janë të barabarta. Shembuj të zbatimit të ligjit të veprimit masiv (LMA).

Le të nxjerrim konstantën e ekuilibrit duke përdorur shembullin e reaksionit të sintezës së amoniakut.

Ekuacioni kinetik i reaksionit përpara

N 2 +3H 2 →2NH 3

ka formën Vpr = Kpr 3.

Ekuacioni kinetik i reaksionit të kundërt

2NH 3 →N 2 + 3H 2

ka formën Vobr = Cobr 2.

Në një gjendje ekuilibri kimik, Vpr = Vbr.

Duke zëvendësuar shprehjet për shpejtësinë e reaksioneve të drejtpërdrejta dhe të kundërta në gjendjen e ekuilibrit kimik, marrim barazinë e mëposhtme Kpr 3 = Cobr 2.

Pas transformimit marrim

.

4. Parimi i Le Chatelier

Nëse një sistem në gjendje ekuilibri kimik i nënshtrohet ndonjë ndikimi të jashtëm, atëherë ekuilibri si rezultat i proceseve që ndodhin në sistem do të zhvendoset në atë mënyrë që efekti të ulet.

4.1 Efekti i ndryshimit të përqendrimeve në ekuilibër

Kur rritet përqendrimi i ndonjë prej substancave që marrin pjesë në reaksion, ekuilibri zhvendoset drejt konsumit të kësaj lënde dhe kur zvogëlohet, drejt formimit të kësaj lënde.

Shembulli 1. Nëse në një sistem ekuilibri

2N 2 + 3H 2« 2NH 3

shtoni N 2 ose H 2 , pastaj, në përputhje me parimin e Le Chatelier, për të zvogëluar përqendrimet e këtyre substancave, ekuilibri duhet të zhvendoset në të djathtë, rendimenti i NH 3 do të rritet. Ndërsa përqendrimi i NH 3 rritet, ekuilibri do të zhvendoset përkatësisht në të majtë.

4.2 Efekti i ndryshimeve të presionit në ekuilibër

Presioni në një sistem reaksioni të mbyllur përcaktohet nga prania e substancave të gazta në të: sa më shumë prej tyre, aq më i madh është presioni. Prandaj, një ndryshim në presionin e jashtëm do të ndikojë në ekuilibër vetëm në rastet kur përfshihen substanca të gazta dhe sasia e tyre në reaksionet e përparme dhe të kundërta është e ndryshme.

Nëse presioni rritet në një sistem që është në një gjendje ekuilibri kimik, atëherë do të ndodhë kryesisht një reaksion, si rezultat i të cilit sasia e substancave të gazta zvogëlohet; kur presioni ulet, preferohet një reaksion, si rezultat i të cilit rritet sasia e produkteve të gazta.

Shembulli 1. A është e mundur të rritet rendimenti i produkteve në një reaksion duke ndryshuar presionin? CO 2 (g) + H 2 (g)« CO(g) + H 2 O (g).

Zgjidhja: Përzierja e reaksionit përfshin reagentë të gaztë, por sasia e tyre në reaksion nuk ndryshon: nga një mol CO 2 (g) dhe një mol H2 (g), një mol CO (g) dhe H 2 O (g) janë fituar. Për këtë arsye, ndryshimet në presion nuk ndikojnë në gjendjen e ekuilibrit.

Shembulli 2. Si do të ndryshojnë përqendrimet e ekuilibrit të reaktantëve me rritjen e presionit në sistem? N 2 + 3H 2 « 2NH 3 ?

Nga ekuacioni i reaksionit del qartë se nga 4 mole gaz të produkteve fillestare, formohen 2 mole gaz të produkteve të reaksionit. Kështu, me një rritje të presionit, ekuilibri do të zhvendoset nga reagimi përpara, pasi çon në një ulje të presionit.

4.3 Efekti i ndryshimeve të temperaturës në ekuilibrin kimik

Shumica e reaksioneve kimike ndodhin me çlirimin ose thithjen e nxehtësisë. Në rastin e parë, temperatura e përzierjes rritet, në të dytën zvogëlohet.

Nëse një përzierje e reaksionit në një gjendje ekuilibri kimik nxehet, atëherë, në përputhje me parimin e Le Chatelier, duhet të ndodhë një reaksion kryesisht, si rezultat i të cilit nxehtësia do të absorbohet, d.m.th. reaksion endotermik; Kur përzierja të ftohet, duhet të ndodhë kryesisht një reaksion, si rezultat i të cilit do të lirohet nxehtësia, d.m.th. reaksion endotermik.

Nëse temperatura rritet në një sistem në gjendje ekuilibri kimik, atëherë ekuilibri zhvendoset drejt një reaksioni endotermik, dhe kur temperatura ulet, drejt një reaksioni ekzotermik.

Shembull: 2N 2 + 3H 2« 2NH3,H0 = - 92 kJ

Reaksioni është ekzotermik, prandaj, me rritjen e temperaturës, ekuilibri zhvendoset majtas dhe me uljen e temperaturës zhvendoset djathtas.

Nga kjo rrjedh se për të rritur rendimentin e amoniakut, temperatura duhet të ulet. Në praktikë, ata mbajnë një temperaturë prej 500 0C, pasi në një temperaturë më të ulët shkalla e reagimit të drejtpërdrejtë zvogëlohet ndjeshëm.

Ekuilibri kimik ka natyrë dinamike: reaksionet e përparme dhe të kundërta nuk ndalen në ekuilibër.

Konstanta e ekuilibrit varet nga temperatura dhe natyra e reaktantëve. Sa më e madhe të jetë konstanta e ekuilibrit, aq më shumë ekuilibri zhvendoset drejt formimit të produkteve të reaksionit të drejtpërdrejtë.

Parimi i Le Chatelier është universal, pasi është i zbatueshëm jo vetëm për proceset thjesht kimike, por edhe për fenomenet fiziko-kimike, të tilla si kristalizimi, shpërbërja, zierja dhe transformimet fazore në trupa të ngurtë.

Varësia e shpejtësisë së reagimit nga temperatura përcaktohet afërsisht nga rregulli empirik i Van't Hoff: Me çdo ndryshim 10 gradë në temperaturë, shkalla e shumicës së reaksioneve ndryshon me 2-4 herë.

Matematikisht, rregulli i van't Hoff shprehet si më poshtë:

ku v(T2) dhe v(T1) janë shpejtësia e reagimit, respektivisht, në temperaturat T2 dhe T1 (T2> T1);

γ-koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit.

Vlera e γ për një reaksion endotermik është më i lartë se për një ekzotermik. Për shumë reagime, γ shtrihet në intervalin 2-4.

Kuptimi fizik i vlerës γ është se tregon sa herë ndryshon shpejtësia e reagimit me një ndryshim të temperaturës për çdo 10 gradë.

Meqenëse shpejtësia e reaksionit dhe konstantja e shpejtësisë së një reaksioni kimik janë drejtpërdrejt proporcionale, shprehja (3.6) shpesh shkruhet në formën e mëposhtme:

(3.7)

ku k(T2), k(T1) janë përkatësisht konstante të shpejtësisë së reaksionit

në temperaturat T2 dhe T1;

γ është koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit.

Shembulli 8. Sa gradë duhet të rritet temperatura për të rritur shpejtësinë e reagimit me 27 herë? Koeficienti i temperaturës së reagimit është 3.

Zgjidhje. Ne përdorim shprehjen (3.6):

Ne marrim: 27 = , = 3, DT = 30.

Përgjigje: 30 gradë.

Shpejtësia e reaksionit dhe koha gjatë së cilës ai ndodh janë në përpjesëtim të zhdrejtë: sa më i madh v, aq më shumë

më pak se t. Matematikisht kjo shprehet me relacionin

Shembulli 9. Në një temperaturë prej 293 K, reagimi vazhdon në 2 minuta. Sa kohë do të duhet për të ndodhur ky reaksion në një temperaturë prej 273 K nëse γ = 2.

Zgjidhje. Nga ekuacioni (3.8) rezulton:

.

Ne përdorim ekuacionin (3.6), pasi Ne marrim:

min.

Përgjigje: 8 min.

Rregulli i Van't Hoff është i zbatueshëm për një numër të kufizuar reaksionesh kimike. Efekti i temperaturës në shpejtësinë e proceseve shpesh përcaktohet duke përdorur ekuacionin Arrhenius.

Ekuacioni Arrhenius . Në vitin 1889, shkencëtari suedez S. Arre-1ius, bazuar në eksperimente, nxori një ekuacion që mban emrin e tij.

ku k është konstanta e shpejtësisë së reaksionit;

k0 - faktori paraeksponencial;

e është baza e logaritmit natyror;

Ea është një konstante e quajtur energji aktivizimi, e përcaktuar nga natyra e reagentëve:

R është konstanta universale e gazit e barabartë me 8,314 J/mol×K.

Vlerat e ea për reaksionet kimike variojnë nga 4 deri në 400 kJ/mol.

Shumë reagime karakterizohen nga një pengesë e caktuar energjetike. Për ta kapërcyer atë, është e nevojshme energjia e aktivizimit - një sasi e tepërt e energjisë (në krahasim me energjinë e dëmshme të molekulave në një temperaturë të caktuar), të cilën molekulat duhet të kenë në mënyrë që përplasja e tyre të jetë efektive, domethënë të çojë në formimin e një të re. substancës. Ndërsa temperatura rritet, numri i molekulave aktive rritet me shpejtësi, gjë që çon në një rritje të mprehtë të shpejtësisë së reagimit.

Në përgjithësi, nëse temperatura e reaksionit ndryshon nga T1 në T2, ekuacioni (3.9) pas logaritmit merr formën:

. (3.10)

Ky ekuacion ju lejon të llogaritni energjinë e aktivizimit të një reaksioni ndërsa temperatura ndryshon nga T1 në T2.

Shpejtësia e reaksioneve kimike rritet në prani të një katalizatori. Efekti i një katalizatori është se ai formon komponime të ndërmjetme të paqëndrueshme (komplekse të aktivizuara) me reagentët, dekompozimi i të cilave çon në formimin e produkteve të reaksionit. Në këtë rast, energjia e aktivizimit zvogëlohet dhe molekulat, energjia e të cilave ishte e pamjaftueshme për të kryer reaksionin në mungesë të një katalizatori, bëhen aktive. Si rezultat, numri i përgjithshëm i molekulave aktive rritet dhe shpejtësia e reagimit rritet.

Ndryshimi në shpejtësinë e reaksionit në prani të një katalizatori shprehet me ekuacionin e mëposhtëm:

, (3.11)

ku vcat dhe Ea(cat) janë shpejtësia dhe energjia e aktivizimit të një reaksioni kimik në prani të një katalizatori;

v dhe Ea janë shpejtësia dhe energjia e aktivizimit të një reaksioni kimik pa katalizator.

Shembulli 10. Energjia e aktivizimit të një reaksioni të caktuar në mungesë të një katalizatori është 75.24 kJ/mol, me një katalizator - 50.14 kJ/mol. Sa herë rritet shpejtësia e reaksionit në prani të një katalizatori nëse reaksioni ndodh në një temperaturë prej 298 K? Zgjidhje. Le të përdorim ekuacionin (3.11). Zëvendësimi i të dhënave në ekuacion

Varësia e shpejtësisë së një reaksioni kimik nga temperatura.

Shpejtësia e reaksioneve heterogjene.

Në sistemet heterogjene, reaksionet ndodhin në ndërfaqe. Në këtë rast, përqendrimi i fazës së ngurtë mbetet pothuajse konstant dhe nuk ndikon në shpejtësinë e reagimit. Shpejtësia e një reaksioni heterogjen do të varet vetëm nga përqendrimi i substancës në fazën e lëngshme ose të gaztë. Prandaj, përqendrimet e trupave të ngurtë nuk tregohen në ekuacionin kinetik; vlerat e tyre përfshihen në vlerat e konstanteve. Për shembull, për një reaksion heterogjen

mund të shkruhet ekuacioni kinetik

SHEMBULL 4. Rendi kinetik i reaksionit ndërmjet kromit dhe aluminit është 1. Shkruani ekuacionet kimike dhe kinetike të reaksionit.

Reagimi midis aluminit dhe klorit është heterogjen, ekuacioni kinetik mund të shkruhet

SHEMBULL 5. Ekuacioni kinetik i reaksionit

duket si

Përcaktoni dimensionin e konstantës së shpejtësisë dhe llogaritni shpejtësinë e tretjes së argjendit në një presion të pjesshëm të oksigjenit Pa dhe një përqendrim të cianidit të kaliumit prej 0,055 mol/l.

Dimensioni i konstantës përcaktohet nga ekuacioni kinetik i dhënë në deklaratën e problemit:

Duke zëvendësuar të dhënat e problemit në ekuacionin kinetik, gjejmë shkallën e shpërbërjes së argjendit:

SHEMBULL 6. Ekuacioni kinetik i reaksionit

duket si

Si do të ndryshojë shpejtësia e reagimit nëse përqendrimi i klorurit të merkurit (M) përgjysmohet dhe përqendrimi i oksalatit – jonet të dyfishohen?

Pas ndryshimit të përqendrimit të substancave fillestare, shpejtësia e reaksionit shprehet me ekuacionin kinetik

Duke krahasuar dhe, ne gjejmë se shpejtësia e reagimit u rrit me 2 herë.

Me rritjen e temperaturës, shpejtësia e një reaksioni kimik rritet ndjeshëm.

Varësia sasiore e shpejtësisë së reaksionit nga temperatura përcaktohet nga rregulli Van't Hoff.

Për të karakterizuar varësinë e shpejtësisë së një reaksioni kimik (konstanta e shpejtësisë) nga temperatura, përdoret koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit (), i quajtur edhe koeficienti Van't Hoff. Koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit tregon se sa herë do të rritet shpejtësia e reagimit me një rritje të temperaturës së reaktantëve me 10 gradë.

Matematikisht, varësia e shpejtësisë së reaksionit nga temperatura shprehet me relacionin

Ku – koeficienti i temperaturës së shpejtësisë;

– T;

T;

–– shpejtësia e reagimit konstante në temperaturë T+ 10;

–– shpejtësia e reagimit në temperaturë T+ 10.

Për llogaritjet është më e përshtatshme të përdoren ekuacionet

si dhe format logaritmike të këtyre ekuacioneve

Rritja e shpejtësisë së reaksionit me rritjen e temperaturës shpjegon teoria e aktivizimit. Sipas kësaj teorie, kur grimcat e substancave reaguese përplasen, ato duhet të kapërcejnë forcat refuzuese, të dobësojnë ose thyejnë lidhjet e vjetra kimike dhe të formojnë të reja. Ata duhet të shpenzojnë një energji të caktuar për këtë, d.m.th. kapërceni një lloj pengese energjetike. Një grimcë që ka energji të tepërt të mjaftueshme për të kapërcyer pengesën e energjisë quhet grimcat aktive.

Në kushte normale, ka pak grimca aktive në sistem dhe reagimi vazhdon me një ritëm më të ngadaltë. Por grimcat joaktive mund të bëhen aktive nëse u jepni atyre energji shtesë. Një mënyrë për të aktivizuar grimcat është duke rritur temperaturën. Ndërsa temperatura rritet, numri i grimcave aktive në sistem rritet ndjeshëm dhe shpejtësia e reagimit rritet.

ku g është koeficienti i temperaturës, duke marrë vlerat nga 2 në 4.

Një shpjegim për varësinë e shpejtësisë së reaksionit nga temperatura është dhënë nga S. Arrhenius. Jo çdo përplasje e molekulave reaktante çon në një reaksion, por vetëm përplasjet më të forta. Vetëm molekulat me energji të tepërt kinetike janë të afta për reaksione kimike.

S. Arrhenius llogariti fraksionin e përplasjeve aktive (d.m.th., që çojnë në një reaksion) të grimcave reaguese a, në varësi të temperaturës: - a = exp(-E/RT). dhe nxorri jashtë Ekuacioni Arrhenius për shpejtësinë konstante të reaksionit:

k = koe-E/RT

ku ko dhe E d varen nga natyra e reagentëve. E është energjia që duhet t'u jepet molekulave në mënyrë që ato të ndërveprojnë, e quajtur energjia e aktivizimit.

Rregulli i Van't Hoff- një rregull empirik që lejon, si përafrim i parë, të vlerësohet efekti i temperaturës në shpejtësinë e një reaksioni kimik në një interval të vogël temperaturash (zakonisht nga 0 °C deri në 100 °C). J. H. Van't Hoff, bazuar në shumë eksperimente, formuloi rregullin e mëposhtëm:

Energjia e aktivizimit në kimi dhe biologji - sasia minimale e energjisë që kërkohet t'i jepet sistemit (në kimi e shprehur në xhaul për mol) që të ndodhë një reaksion. Termi u prezantua nga Svante August Arrhenius në. Shënim tipik për energjinë e reaksionit Ea.

Entropia e aktivizimit konsiderohet si diferenca midis entropisë së gjendjes së tranzicionit dhe gjendjes bazë të reaktantëve. Përcaktohet kryesisht nga humbja e shkallëve përkthimore dhe rrotulluese të lirisë së grimcave gjatë formimit të një kompleksi të aktivizuar. Ndryshime të rëndësishme (shkallët vibruese të lirisë) mund të ndodhin gjithashtu nëse kompleksi i aktivizuar është paketuar disi më fort se reaktantët.

Entropia e aktivizimit të një tranzicioni të tillë është pozitive.

Entropia e aktivizimit varet nga shumë faktorë. Kur, në një reaksion bimolekular, dy grimca fillestare bashkohen për të formuar një gjendje tranzicioni, entropia translative dhe rrotulluese e dy grimcave zvogëlohet në vlerat që korrespondojnë me një grimcë të vetme; një rritje e lehtë e entropisë vibruese nuk mjafton për të kompensuar këtë efekt.

Entropitë e aktivizimit në thelb ndryshojnë më shumë në varësi të strukturës sesa entalpitë. Entropitë e aktivizimit përputhen mirë në shumicën e rasteve me rregullin Price dhe Hammett. Kjo seri ka gjithashtu një rëndësi të veçantë që rritja e entropisë së silapit ndoshta mund të llogaritet me saktësi nga entropitë e njohura absolute të hidrokarbureve përkatëse.

Varësia e shpejtësisë së një reaksioni kimik nga temperatura përcaktohet nga rregulli Van't Hoff.

Kimisti holandez Van't Hoff Jacob Hendrick, themeluesi i stereokimisë, u bë fituesi i parë i çmimit Nobel në kimi në 1901. Ai iu dha atij për zbulimin e ligjeve të dinamikës kimike dhe presionit osmotik. Van't Hoff prezantoi ide rreth strukturës hapësinore të substancave kimike. Ai ishte i bindur se përparimi në kërkimin themelor dhe të aplikuar në kimi mund të arrihej duke përdorur metoda fizike dhe matematikore. Duke zhvilluar teorinë e shpejtësisë së reagimit, ai krijoi kinetikën kimike.

Shpejtësia e reaksionit kimik

Pra, kinetika e reaksioneve kimike është studimi i shkallës së shfaqjes, çfarë ndërveprimi kimik ndodh gjatë procesit të reaksionit dhe varësia e reaksioneve nga faktorë të ndryshëm. Reaksione të ndryshme kanë shkallë të ndryshme të shfaqjes.

Shpejtësia e reaksionit kimik varet drejtpërdrejt nga natyra e kimikateve që hyjnë në reaksion. Disa substanca, të tilla si NaOH dhe HCl, mund të reagojnë në një fraksion të sekondës. Dhe disa reaksione kimike zgjasin me vite. Një shembull i një reagimi të tillë është ndryshkja e hekurit.

Shpejtësia e reaksionit varet gjithashtu nga përqendrimi i reaktantëve. Sa më i lartë të jetë përqendrimi i reagentëve, aq më i lartë është shpejtësia e reagimit. Gjatë reaksionit, përqendrimi i reagentëve zvogëlohet, prandaj, shpejtësia e reagimit ngadalësohet. Kjo do të thotë, në momentin fillestar shpejtësia është gjithmonë më e lartë se në çdo moment pasues.

V = (C fund – Nga fillimi)/(t fund – t fillim)

Përqendrimet e reagentëve përcaktohen në intervale të caktuara kohore.

Rregulli i Van't Hoff

Një faktor i rëndësishëm nga i cili varet shpejtësia e reaksioneve është temperatura.

Të gjitha molekulat përplasen me të tjerat. Numri i ndikimeve në sekondë është shumë i lartë. Por, megjithatë, reaksionet kimike nuk ndodhin me shpejtësi të madhe. Kjo ndodh sepse gjatë reaksionit molekulat duhet të grumbullohen në një kompleks të aktivizuar. Dhe vetëm molekulat aktive, energjia kinetike e të cilave është e mjaftueshme për këtë mund ta formojnë atë. Me një numër të vogël molekulash aktive, reagimi vazhdon ngadalë. Me rritjen e temperaturës, rritet numri i molekulave aktive. Rrjedhimisht, shpejtësia e reagimit do të jetë më e lartë.

Van't Hoff besonte se shpejtësia e një reaksioni kimik është një ndryshim natyror në përqendrimin e substancave reaguese për njësi të kohës. Por nuk është gjithmonë uniforme.

Rregulli i Van't Hoff e thotë këtë me çdo 10° rritje të temperaturës, shpejtësia e një reaksioni kimik rritet me 2-4 herë .

Matematikisht, rregulli i van't Hoff duket si ky:

Ku V 2 t 2, A V 1 - shpejtësia e reagimit në temperaturë t 1;

ɣ - koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit. Ky koeficient është raporti i konstanteve të shpejtësisë në temperaturë t+10 Dhe t.

Keshtu nese ɣ = 3, dhe në 0 o C reaksioni zgjat 10 minuta, pastaj në 100 o C do të zgjasë vetëm 0,01 sekonda. Rritja e mprehtë e shpejtësisë së një reaksioni kimik shpjegohet me një rritje të numrit të molekulave aktive me rritjen e temperaturës.

Rregulli i Van't Hoff është i zbatueshëm vetëm në intervalin e temperaturës 10-400 o C. Reaksionet në të cilat marrin pjesë molekula të mëdha nuk i binden rregullit të Van't Hoff.