10 derece sıcaklıkta iki kimyasal reaksiyon. Sıcaklığın kimyasal reaksiyon hızı üzerindeki etkisi. Kimyasal reaksiyon hızı

Şu tarihte: Sıcaklık arttıkça çoğu kimyasal reaksiyonun hızı önemli ölçüde artar ve homojen reaksiyonlar Her on derecede ısıtıldığında reaksiyon hızı 2-4 kat artar.

Sistemdeki toplam parçacık sayısı (N), eğrinin altındaki alana eşittir. Enerjisi Ea'dan büyük olan parçacıkların toplam sayısı taralı alana eşittir.

Şekil 2'den sıcaklık arttıkça parçacıkların enerji dağılımının değiştiği ve böylece daha yüksek enerjiye sahip parçacıkların oranının arttığı görülebilmektedir. Böylece önemli kavramİçin kimyasal reaksiyon aktivasyon enerjisidir.

Aktivasyon enerjisi, parçacıkların etkileşimlerinin kimyasal reaksiyona yol açması için sahip olması gereken enerjidir. Aktivasyon enerjisi kJ/mol cinsinden ifade edilir. Dikkat çekici bir hızda meydana gelen reaksiyonlar için aktivasyon enerjisi 50 kJ/mol'ü aşmaz (iyon değiştirme reaksiyonları için Ea » 0); Ea > 100 kJ/mol ise reaksiyon hızı ölçülemeyecek kadar düşüktür.

1889'da S. Arrhenius, bir kimyasal reaksiyonun hız sabitinin sıcaklığa bağımlılığı için bir denklem verdi:

k = Ae - Ea/RT

nerede, A - reaksiyona giren maddelerin doğasına bağlı olarak ön-ekspotansiyel faktör;

R- gaz sabiti = 8,314 J/(mol?K);

Ea- aktivasyon enerjisi.

Arrhenius denkleminden, aktivasyon enerjisi ne kadar yüksek olursa, gerekli reaksiyon hızını korumak için sıcaklığın o kadar arttırılması gerektiği sonucu çıkar.

Şekil 3, reaksiyona giren sistemin potansiyel enerjisindeki değişimin reaksiyon yoluna bağımlılığını göstermektedir. Yukarıdaki şekilden, ekzotermik bir reaksiyon için (ısı salınımıyla meydana gelen), aktif moleküllerin kaybının, reaksiyon sırasında açığa çıkan enerji ile yenilendiği görülebilir. Endotermik bir reaksiyon durumunda, gerekli reaksiyon hızını korumak için ısıya ihtiyaç vardır.

Şekil 10.3 Bir kimyasal reaksiyonun enerji diyagramı

A - reaktanlar, C - ürünler.

2.4 Yabancı maddelerin etkisi

Yabancı maddeler, sahip oldukları etkiye bağlı olarak reaksiyonları hızlandırabilir - katalizörler veya yavaşlatabilirler - inhibitörler.

Katalizörler- bunlar kimyasal reaksiyonları hızlandıran ancak reaksiyondan sonra değişmeden kalan maddelerdir.

İnhibitörler - bunlar reaksiyonları yavaşlatan maddelerdir. Uygulamada bazen reaksiyonların yavaşlatılması gerekir (metallerin korozyonu vb.). Bu, reaksiyon sistemine inhibitörlerin eklenmesiyle sağlanır. Örneğin sodyum nitrit, potasyum kromat ve dikromat metallerin korozyon hızını azaltır.

Destekçiler- katalizörün aktivitesini artıran maddeler. Bu durumda promotörlerin kendileri katalitik özelliklere sahip olmayabilir.

Katalitik zehirler- reaksiyon karışımındaki yabancı yabancı maddeler, katalizör aktivitesinin kısmen veya tamamen kaybolmasına yol açar. Bu nedenle eser miktarda arsenik ve fosfor, H2S04 üretimine yönelik temas yöntemi sırasında V205 katalizörünün hızlı bir aktivite kaybına neden olur.

3. Kimyasal denge

Kimyasal reaksiyonlarda başlangıç ​​maddeleri her zaman tamamen reaksiyon ürünlerine dönüştürülmez. Bunun nedeni, reaksiyon ürünleri biriktikçe ters reaksiyonun meydana gelmesi için koşulların yaratılabilmesidir. Çoğu kimyasal reaksiyon geri dönüşümlüdür.

Örnek olarak sanayi için son derece önemli olan nitrojen ve hidrojenden amonyak sentezinin tersinir reaksiyonunu inceleyelim:

doğrudan reaksiyon -2N2 + 3H2 →2NH 3 ,

ters reaksiyon - 2NH3 →N 2 + 3H 2,

tersinir reaksiyon - 2N2 + 3H2« 2NH3.

İleri ve geri reaksiyonlar, karşılık gelen kinetik denklemleri, ön maruz kalma faktörleri, aktivasyon enerjileri vb. ile ayrı reaksiyonlardır.

Tersinir reaksiyonların önemli bir niceliksel özelliği, sistem denge sabitine ulaştığında belirlenen denge sabitidir. kimyasal denge- İleri ve geri reaksiyon oranlarının eşit olduğu durum. Kitlesel eylem yasasının (LMA) uygulama örnekleri.

Amonyak sentezi reaksiyonu örneğini kullanarak denge sabitini türetelim.

İleri reaksiyonun kinetik denklemi

N 2 +3H 2 →2NH 3

Vpr = Kpr 3 formuna sahiptir.

Ters reaksiyonun kinetik denklemi

2NH3 →N 2 + 3H 2

Vobr = Cobr 2 formuna sahiptir.

Kimyasal denge durumunda, Vpr = Vbr.

Doğrudan ve ters reaksiyonların hızları için ifadeleri kimyasal denge koşuluna koyarsak, aşağıdaki Kpr 3 = Cobr 2 eşitliğini elde ederiz.

Dönüşümden sonra elde ederiz

.

4. Le Chatelier'in ilkesi

Kimyasal denge halindeki bir sistem herhangi bir dış etkiye maruz kalırsa, sistemde meydana gelen işlemler sonucunda denge, etkiyi azaltacak şekilde kayacaktır.

4.1 Değişen konsantrasyonların denge üzerindeki etkisi

Reaksiyona katılan maddelerden herhangi birinin konsantrasyonu arttığında denge bu maddenin tüketimine, azaldığında ise bu maddenin oluşumuna doğru kayar.

Örnek 1. Bir denge sisteminde ise

2N 2 + 3H 2« 2NH3

N2 veya H2 ekleyin, daha sonra Le Chatelier prensibine göre bu maddelerin konsantrasyonlarını azaltmak için denge sağa kaymalı, NH3 verimi artacaktır. NH3 konsantrasyonu arttıkça denge buna uygun olarak sola kayacaktır.

4.2 Basınç değişikliklerinin denge üzerindeki etkisi

Kapalı bir reaksiyon sistemindeki basınç, içindeki gazlı maddelerin varlığına göre belirlenir: ne kadar çok olursa basınç da o kadar büyük olur. Bu nedenle, dış basınçtaki bir değişiklik yalnızca gaz halindeki maddelerin dahil olduğu ve ileri ve geri reaksiyonlardaki miktarlarının farklı olduğu durumlarda dengeyi etkileyecektir.

Kimyasal denge durumundaki bir sistemde basınç artarsa, ağırlıklı olarak gaz halindeki maddelerin miktarının azaldığı bir reaksiyon meydana gelecektir; Basınç düştüğünde, tercihen gazlı ürünlerin miktarının arttığı bir reaksiyon meydana gelir.

Örnek 1. Basıncı değiştirerek reaksiyondaki ürünlerin verimini artırmak mümkün müdür? C02 (g) + H2 (g)« CO(g) + H20(g).

Çözüm: Reaksiyon karışımı gaz halindeki reaktifleri içerir, ancak reaksiyondaki miktarları değişmez: bir mol CO2 (g) ve bir mol H2'den (g), bir mol CO (g) ve H20 (g) oluşur elde edildi. Bu nedenle basınçtaki değişiklikler denge durumunu etkilemez.

Örnek 2. Sistemdeki artan basınçla reaktanların denge konsantrasyonları nasıl değişecek? N 2 + 3H 2 « 2NH 3 ?

Reaksiyon denkleminden, başlangıç ​​ürünlerinin 4 mol gazından, reaksiyon ürünlerinin 2 mol gazının oluştuğu açıktır. Böylece, basınçtaki bir artışla denge, basınçta bir azalmaya yol açacağından ileri reaksiyondan kayacaktır.

4.3 Sıcaklık değişikliklerinin kimyasal denge üzerindeki etkisi

Çoğu kimyasal reaksiyon ısının salınması veya emilmesiyle meydana gelir. İlk durumda karışımın sıcaklığı artar, ikincisinde azalır.

Kimyasal denge durumundaki bir reaksiyon karışımı ısıtılırsa, Le Chatelier ilkesine uygun olarak, ısının emileceği bir sonucu olarak ağırlıklı olarak bir reaksiyon meydana gelmelidir, yani. endotermik reaksiyon; Karışım soğutulduğunda ağırlıklı olarak bir reaksiyon meydana gelmeli ve bunun sonucunda ısı açığa çıkacaktır. endotermik reaksiyon.

Kimyasal denge durumundaki bir sistemde sıcaklık arttırılırsa denge endotermik reaksiyona doğru, sıcaklık düştüğünde ise ekzotermik reaksiyona doğru kayar.

Örnek: 2N 2 + 3H 2« 2NH3,H0 = - 92 kJ

Reaksiyon ekzotermiktir, bu nedenle sıcaklık arttıkça denge sola, sıcaklık azaldıkça sağa kayar.

Bundan, amonyak verimini arttırmak için sıcaklığın düşürülmesi gerektiği sonucu çıkar. Uygulamada, 500 0C'lik bir sıcaklığı korurlar, çünkü daha düşük bir sıcaklıkta doğrudan reaksiyon hızı keskin bir şekilde azalır.

Kimyasal denge doğası gereği dinamiktir: ileri ve geri reaksiyonlar dengede durmaz.

Denge sabiti sıcaklığa ve reaktanların doğasına bağlıdır. Denge sabiti ne kadar büyük olursa, denge doğrudan reaksiyon ürünlerinin oluşumuna doğru o kadar fazla kayar.

Le Chatelier'in ilkesi evrenseldir çünkü yalnızca saf kimyasal işlemlere değil aynı zamanda katılarda kristalleşme, çözünme, kaynama ve faz dönüşümleri gibi fizikokimyasal olaylara da uygulanabilir.

Reaksiyon hızının sıcaklığa bağımlılığı yaklaşık olarak ampirik Van't Hoff kuralıyla belirlenir: Sıcaklıktaki her 10 derecelik değişiklikle çoğu reaksiyonun hızı 2-4 kat değişir.

Matematiksel olarak van't Hoff kuralı şu şekilde ifade edilir:

burada v(T2) ve v(T1), sırasıyla T2 ve T1 sıcaklıklarındaki (T2> T1) reaksiyon hızlarıdır;

γ- sıcaklık katsayısı reaksiyon hızı.

Endotermik bir reaksiyon için γ değeri, ekzotermik bir reaksiyondan daha yüksektir. Birçok reaksiyon için γ 2-4 aralığında yer alır.

γ değerinin fiziksel anlamı, her 10 derece için sıcaklık değişimiyle reaksiyon hızının kaç kez değiştiğini göstermesidir.

Bir kimyasal reaksiyonun reaksiyon hızı ve hız sabiti doğru orantılı olduğundan ifade (3.6) genellikle aşağıdaki biçimde yazılır:

(3.7)

burada k(T2), k(T1) sırasıyla reaksiyon hız sabitleridir

T2 ve T1 sıcaklıklarında;

γ reaksiyon hızının sıcaklık katsayısıdır.

Örnek 8. Reaksiyon hızının 27 kat artması için sıcaklığın kaç derece arttırılması gerekir? Reaksiyon sıcaklık katsayısı 3'tür.

Çözüm. (3.6) ifadesini kullanıyoruz:

Şunu elde ederiz: 27 = , = 3, DT = 30.

Cevap: 30 derece.

Reaksiyonun hızı ve meydana geldiği süre ters orantılıdır: v ne kadar büyükse, o kadar fazla olur

t'den az. Matematiksel olarak bu ilişki ile ifade edilir

Örnek 9. 293 K sıcaklıkta reaksiyon 2 dakika içinde ilerler. γ = 2 ise bu reaksiyonun 273 K sıcaklıkta gerçekleşmesi ne kadar sürer?

Çözüm. Denklem (3.8)'den şu sonuç çıkar:

.

Denklem (3.6) kullanıyoruz çünkü Şunu elde ederiz:

dk.

Cevap: 8 dk.

Van't Hoff kuralı sınırlı sayıda kimyasal reaksiyona uygulanabilir. Sıcaklığın proses hızı üzerindeki etkisi genellikle Arrhenius denklemi kullanılarak belirlenir.

Arrhenius denklemi . 1889'da İsveçli bilim adamı S. Arre-1ius, deneylere dayanarak kendi adını taşıyan bir denklem türetti.

burada k reaksiyon hızı sabitidir;

k0 - üstel faktör;

e doğal logaritmanın tabanıdır;

Ea, reaktiflerin doğasına göre belirlenen, aktivasyon enerjisi adı verilen bir sabittir:

R, 8,314 J/mol×K'ye eşit evrensel gaz sabitidir.

Kimyasal reaksiyonlar için Ea değerleri 4 ila 400 kJ/mol arasında değişir.

Pek çok reaksiyon belirli bir enerji bariyeri ile karakterize edilir. Bunun üstesinden gelmek için aktivasyon enerjisi gereklidir - moleküllerin çarpışmalarının etkili olabilmesi, yani yeni bir oluşumun oluşmasına yol açabilmesi için sahip olması gereken bir miktar fazla enerji (belirli bir sıcaklıkta moleküllerin zararlı enerjisine kıyasla). madde. Sıcaklık arttıkça aktif moleküllerin sayısı hızla artar ve bu da reaksiyon hızında keskin bir artışa yol açar.

Genel olarak reaksiyon sıcaklığı T1'den T2'ye değişirse logaritma sonrası denklem (3.9) şu şekli alır:

. (3.10)

Bu denklem, sıcaklık T1'den T2'ye değiştikçe bir reaksiyonun aktivasyon enerjisini hesaplamanıza olanak tanır.

Katalizör varlığında kimyasal reaksiyonların hızı artar. Bir katalizörün etkisi, reaktiflerle kararsız ara bileşikler (aktive edilmiş kompleksler) oluşturmasıdır; bunların ayrışması reaksiyon ürünlerinin oluşumuna yol açar. Bu durumda aktivasyon enerjisi azalır ve enerjisi katalizör yokluğunda reaksiyonu gerçekleştirmek için yeterli olmayan moleküller aktif hale gelir. Sonuç olarak artar toplam sayı aktif £ molekülleri ve reaksiyon hızı artar.

Bir katalizör varlığında reaksiyon hızındaki değişiklik aşağıdaki denklemle ifade edilir:

, (3.11)

burada vcat ve Ea(cat), bir katalizör varlığında bir kimyasal reaksiyonun hızı ve aktivasyon enerjisidir;

v ve Ea, katalizörsüz bir kimyasal reaksiyonun hızı ve aktivasyon enerjisidir.

Örnek 10. Katalizör yokluğunda belirli bir reaksiyonun aktivasyon enerjisi 75,24 kJ/mol, katalizör ile ise 50,14 kJ/mol'dür. Reaksiyon 298 K sıcaklıkta meydana gelirse, katalizör varlığında reaksiyon hızı kaç kat artar? Çözüm. Denklemi (3.11) kullanalım. Verileri denklemde yerine koyma

Kimyasal reaksiyon hızının sıcaklığa bağlılığı.

Heterojen reaksiyonların hızı.

Heterojen sistemlerde reaksiyonlar arayüzeyde meydana gelir. Bu durumda katı fazın konsantrasyonu neredeyse sabit kalır ve reaksiyon hızını etkilemez. Heterojen bir reaksiyonun hızı yalnızca maddenin sıvı veya gaz fazındaki konsantrasyonuna bağlı olacaktır. Bu nedenle, konsantrasyonun kinetik denkleminde katılar belirtilmez, değerleri sabitlerin değerlerine dahil edilir. Örneğin heterojen bir reaksiyon için

kinetik denklem yazılabilir

ÖRNEK 4. Krom ile alüminyum arasındaki reaksiyonun kinetik sırası 1'dir. Reaksiyonun kimyasal ve kinetik denklemlerini yazınız.

Alüminyum ve klor arasındaki reaksiyon heterojendir, kinetik denklem yazılabilir

ÖRNEK 5. Reaksiyonun kinetik denklemi

benziyor

Hız sabitinin boyutunu belirleyin ve kısmi oksijen Pa basıncında ve 0,055 mol/l potasyum siyanür konsantrasyonunda gümüşün çözünme hızını hesaplayın.

Sabitin boyutu problem ifadesinde verilen kinetik denklemden belirlenir:

Problemdeki verileri kinetik denklemde yerine koyarsak gümüşün çözünme hızını buluruz:

ÖRNEK 6. Reaksiyonun kinetik denklemi

benziyor

Cıva klorür (M) konsantrasyonu yarıya indirilirse ve oksalat konsantrasyonu yarıya indirilirse reaksiyon hızı nasıl değişecektir? – iyonlar ikiye katlanır mı?

Başlangıç ​​maddelerinin konsantrasyonu değiştirildikten sonra reaksiyon hızı kinetik denklemle ifade edilir.

Karşılaştırıldığında reaksiyon hızının arttığını görüyoruz. 2 kez.

Sıcaklık arttıkça kimyasal reaksiyonun hızı belirgin şekilde artar.

Reaksiyon hızının sıcaklığa niceliksel bağımlılığı Van't Hoff kuralıyla belirlenir.

Kimyasal reaksiyon hızının (hız sabiti) sıcaklığa bağımlılığını karakterize etmek için, Van't Hoff katsayısı olarak da adlandırılan reaksiyon hızının sıcaklık katsayısı () kullanılır. Reaksiyon hızının sıcaklık katsayısı, reaktanların sıcaklığının 10 derece artmasıyla reaksiyon hızının kaç kat artacağını gösterir.

Matematiksel olarak reaksiyon hızının sıcaklığa bağımlılığı şu ilişkiyle ifade edilir:

Nerede – hızın sıcaklık katsayısı;

– T;

T;

–– sıcaklıkta reaksiyon hızı sabiti T+ 10;

–– sıcaklıkta reaksiyon hızı T+ 10.

Hesaplamalar için denklemleri kullanmak daha uygundur

ve bu denklemlerin logaritmik formları

Artan sıcaklıkla reaksiyon hızının artması bunu açıklıyor aktivasyon teorisi. Bu teoriye göre reaksiyona giren maddelerin parçacıkları çarpıştığında, itici kuvvetlerin üstesinden gelmeleri, eskiyi zayıflatmaları veya kırmaları gerekir. kimyasal bağlar ve yenilerini oluştururuz. Bunun için belli bir enerji harcamaları gerekiyor. bir çeşit enerji bariyerinin üstesinden gelin. Enerji bariyerini aşmaya yetecek kadar fazla enerjiye sahip olan parçacıklara denir. aktif parçacıklar.

Normal koşullar altında sistemde az sayıda aktif parçacık bulunur ve reaksiyon daha yavaş ilerler. Ancak aktif olmayan parçacıklar, onlara ek enerji verirseniz aktif hale gelebilir. Parçacıkları aktive etmenin bir yolu sıcaklığı arttırmaktır. Sıcaklık arttıkça sistemdeki aktif parçacıkların sayısı hızla artar ve reaksiyon hızı artar.

g, 2'den 4'e kadar değerler alan sıcaklık katsayısıdır.

Reaksiyon hızının sıcaklığa bağımlılığına ilişkin bir açıklama S. Arrhenius tarafından yapılmıştır. Reaktif moleküllerin her çarpışması bir reaksiyona yol açmaz, yalnızca en güçlü çarpışmalara yol açar. Yalnızca aşırı kinetik enerjiye sahip moleküller kimyasal reaksiyona girebilir.

S. Arrhenius sıcaklığa bağlı olarak reaksiyona giren a parçacıklarının aktif (yani reaksiyona yol açan) çarpışmalarının fraksiyonunu hesapladı: - a = exp(-E/RT). ve dışarı çıkarıldı Arrhenius denklemi reaksiyon hızı sabiti için:

k = koe-E/RT

burada ko ve E d reaktiflerin doğasına bağlıdır. E, moleküllerin etkileşime girebilmesi için verilmesi gereken enerjidir. aktivasyon enerjisi.

Van't Hoff kuralı- ilk yaklaşım olarak, sıcaklığın küçük bir sıcaklık aralığında (genellikle 0 °C ila 100 °C arası) bir kimyasal reaksiyonun hızı üzerindeki etkisini tahmin etmeye olanak tanıyan ampirik bir kural. J. H. Van't Hoff, birçok deneye dayanarak aşağıdaki kuralı formüle etti:

Aktivasyon enerjisi kimya ve biyolojide - minimum miktar Bir reaksiyonun gerçekleşmesi için sisteme sağlanması gereken enerji (kimyada mol başına joule cinsinden ifade edilir). Terim Svante August Arrhenius tarafından tanıtıldı. Reaksiyon enerjisinin tipik gösterimi Ea.

Aktivasyon entropisi, geçiş durumunun entropisi ile reaktanların temel durumu arasındaki fark olarak kabul edilir. Esas olarak, aktifleştirilmiş bir kompleksin oluşumu sırasında parçacıkların öteleme ve dönme serbestlik derecelerinin kaybıyla belirlenir. Etkinleştirilmiş kompleksin reaktanlardan biraz daha sıkı paketlenmesi durumunda da önemli değişiklikler (titreşimsel serbestlik dereceleri) meydana gelebilir.

Böyle bir geçişin aktivasyon entropisi pozitiftir.

Aktivasyon entropisi birçok faktöre bağlıdır. Bimoleküler bir reaksiyonda iki başlangıç ​​partikülü bir araya gelerek geçiş durumu iki parçacığın öteleme ve dönme entropisi, tek bir parçacığa karşılık gelen değerlere düşer; Titreşim entropisindeki hafif bir artış bu etkiyi telafi etmek için yeterli değildir.

Aktivasyon entropileri esas olarak entalpilerden çok yapıya bağlı olarak değişir. Aktivasyon entropileri çoğu durumda Price ve Hammett kuralına uygundur. Bu seri aynı zamanda silap entropisindeki artışın karşılık gelen hidrokarbonların bilinen mutlak entropilerinden muhtemelen doğru bir şekilde hesaplanabilmesi açısından özel bir öneme sahiptir.

Kimyasal reaksiyon hızının sıcaklığa bağımlılığı Van't Hoff kuralı ile belirlenir.

Stereokimyanın kurucusu Hollandalı kimyager Van't Hoff Jacob Hendrick, 1901'de ilk ödül alan kişi oldu. Nobel Ödülü kimyada. Kimyasal dinamik ve ozmotik basınç yasalarını keşfetmesi nedeniyle kendisine verildi. Van't Hoff mekansal yapı kavramını ortaya attı kimyasallar. Kimyadaki temel ve uygulamalı araştırmalarda ilerlemenin fiziksel ve teknolojik yöntemlerle sağlanabileceğinden emindi. matematiksel yöntemler. Reaksiyon hızları teorisini geliştirerek kimyasal kinetiği yarattı.

Kimyasal reaksiyon hızı

Dolayısıyla kimyasal reaksiyonların kinetiği, meydana gelme oranının incelenmesidir. kimyasal etkileşim reaksiyonlar sırasında ortaya çıkar ve reaksiyonların çeşitli faktörlere bağımlılığı. Farklı reaksiyonların farklı oluşum oranları vardır.

Kimyasal reaksiyon hızı doğrudan reaksiyona giren kimyasalların doğasına bağlıdır. NaOH ve HCl gibi bazı maddeler saniyeden çok daha kısa sürede reaksiyona girebilir. Ve bazı kimyasal reaksiyonlar yıllarca sürer. Böyle bir reaksiyonun örneği demirin paslanmasıdır.

Reaksiyonun hızı aynı zamanda reaktanların konsantrasyonuna da bağlıdır. Reaktiflerin konsantrasyonu ne kadar yüksek olursa reaksiyon hızı da o kadar yüksek olur. Reaksiyon sırasında reaktiflerin konsantrasyonu azalır, dolayısıyla reaksiyon hızı yavaşlar. Yani, ilk anda hız her zaman sonraki anlardan daha yüksektir.

V = (C sonu – Başlangıçtan itibaren)/(t sonu – t başlangıcı)

Reaktif konsantrasyonları belirli zaman aralıklarında belirlenir.

Van't Hoff kuralı

Reaksiyon hızının bağlı olduğu önemli bir faktör sıcaklıktır.

Tüm moleküller diğerleriyle çarpışır. Saniyedeki darbe sayısı çok yüksektir. Ancak yine de kimyasal reaksiyonlar büyük bir hızda gerçekleşmez. Bunun nedeni, reaksiyon sırasında moleküllerin aktif bir kompleks halinde bir araya gelmesi gerektiğidir. Ve yalnızca kinetik enerjisi bunun için yeterli olan aktif moleküller onu oluşturabilir. Az sayıda aktif molekülle reaksiyon yavaş ilerler. Sıcaklık arttıkça aktif moleküllerin sayısı artar. Sonuç olarak reaksiyon hızı daha yüksek olacaktır.

Van't Hoff, kimyasal reaksiyon hızının, reaksiyona giren maddelerin birim zamandaki konsantrasyonundaki doğal bir değişiklik olduğuna inanıyordu. Ancak her zaman tekdüze değildir.

Van't Hoff kuralı şunu belirtir: Sıcaklıktaki her 10°'lik artışla kimyasal reaksiyonun hızı 2-4 kat artar. .

Matematiksel olarak van't Hoff kuralı şuna benzer:

Nerede V2 t 2, A V 1 – sıcaklıkta reaksiyon hızı t1;

ɣ - reaksiyon hızının sıcaklık katsayısı. Bu katsayı sıcaklıktaki hız sabitlerinin oranıdır t+10 Ve T.

Yani eğer ɣ = 3 ve 0 o C'de reaksiyon 10 dakika sürer, daha sonra 100 o C'de sadece 0,01 saniye sürer. Kimyasal reaksiyon hızındaki keskin bir artış, artan sıcaklıkla birlikte aktif moleküllerin sayısındaki artışla açıklanmaktadır.

Van't Hoff kuralı yalnızca 10-400 o C sıcaklık aralığında geçerlidir. Büyük moleküllerin katıldığı reaksiyonlar Van't Hoff kuralına uymaz.