Константата на скоростта на реакцията е функция на температурата; Повишаването на температурата обикновено увеличава константата на скоростта. Първият опит да се вземе предвид влиянието на температурата е направен от Вант Хоф, който формулира следното основно правило:
С повишаване на температурата на всеки 10 градуса константата на скоростта на елементарна химична реакция се увеличава 2-4 пъти.
Стойността, показваща колко пъти се увеличава константата на скоростта, когато температурата се повиши с 10 градуса температурен коефициент на константа на скоростта на реакциятаγ. Математически правилото на ван'т Хоф може да бъде написано по следния начин:
(II.30)
Въпреки това, правилото на Вант Хоф е приложимо само в тесен температурен диапазон, тъй като температурният коефициент на скоростта на реакцията γ сам по себе си е функция на температурата; при много високи и много ниски температури γ става равно на единица (т.е. скоростта на химичната реакция престава да зависи от температурата).
Уравнение на Арениус
Очевидно е, че взаимодействието на частиците възниква по време на техните сблъсъци; въпреки това, броят на сблъсъците на молекули е много голям и ако всеки сблъсък доведе до химическо взаимодействие на частици, всички реакции биха протекли почти мигновено. Арениус постулира, че сблъсъците на молекули ще бъдат ефективни (т.е. ще доведат до реакция) само ако сблъскващите се молекули имат определено количество енергия - енергия на активиране.
Енергията на активиране е минималната енергия, която молекулите трябва да имат, преди техният сблъсък да доведе до химично взаимодействие.
Помислете за пътя на някаква елементарна реакция
A + B ––> C
Тъй като химичното взаимодействие на частиците е свързано с разкъсването на стари химични връзки и образуването на нови, се смята, че всяка елементарна реакция преминава през образуването на някакво нестабилно междинно съединение, наречено активиран комплекс:
A ––> K # ––> B
Образуването на активиран комплекс винаги изисква изразходване на определено количество енергия, което се дължи, първо, на отблъскването на електронните обвивки и атомните ядра, когато частиците се приближават една към друга, и второ, на необходимостта да се изгради определена пространствена конфигурация на атомите в активирания комплекс и преразпределят електронната плътност. Така по пътя от началното състояние до крайното състояние системата трябва да преодолее някакъв вид енергийна бариера. Енергията на активиране на реакцията е приблизително равна на излишъка на средната енергия на активирания комплекс над средното енергийно ниво на реагентите. Очевидно, ако директната реакция е екзотермична, тогава енергията на активиране на обратната реакция E "A е по-висока от енергията на активиране на директната реакция E A. Енергиите на активиране на правата и обратната реакция са свързани една с друга чрез промяна във вътрешната енергия по време на реакцията Горното може да се илюстрира с помощта на енергийните диаграми на химичните реакции (фиг. 2.5).
Ориз. 2.5.Енергийна диаграма на химична реакция. E out е средната енергия на частиците на изходните вещества, E cont е средната енергия на частиците на реакционните продукти.
Тъй като температурата е мярка за средната кинетична енергия на частиците, повишаването на температурата води до увеличаване на дела на частиците, чиято енергия е равна или по-голяма от енергията на активиране, което води до увеличаване на константата на скоростта на реакцията (фиг. 2.6):
Ориз. 2.6.Енергийно разпределение на частиците. Тук nE/N е делът на частиците с енергия E; E i - средна енергия на частиците при температура T i (T 1< T 2 < T 3).
Нека разгледаме термодинамичното извеждане на израз, описващ зависимостта на константата на скоростта на реакцията от температурата и енергията на активиране - уравнението на Арениус. Според изобарното уравнение на Вант Хоф,
Тъй като равновесната константа е съотношението на скоростните константи на правата и обратната реакция, можем да пренапишем израз (II.31), както следва:
(II.32)
Представяйки промяната в енталпията на реакцията ΔHº като разликата между две стойности E 1 и E 2, получаваме:
(II.33)
(II.34)
Тук C е някаква константа. Постулирайки, че C = 0, получаваме уравнението на Арениус, където E A е енергията на активиране:
След неопределено интегриране на израза (II.35) получаваме уравнението на Арениус в интегрална форма:
(II.36)
(II.37)
Ориз. 2.7.Зависимост на логаритъма на константата на скоростта на химична реакция от обратната температура.
Тук А е константата на интегриране. От уравнение (II.37) е лесно да се покаже физическото значение на предекспоненциалния фактор А, който е равен на константата на скоростта на реакцията при температура, клоняща към безкрайност. Както може да се види от израза (II.36), логаритъма на константата на скоростта зависи линейно от обратната температура (фиг. 2.7); големината на енергията на активиране E A и логаритъма на предекспоненциалния фактор A могат да бъдат определени графично (тангенсът на ъгъла на наклона на правата линия към абсцисната ос и сегмента, отрязан от правата линия на ординатната ос ).
Познавайки енергията на активиране на реакцията и константата на скоростта при всяка температура T1, използвайки уравнението на Арениус, можете да изчислите стойността на константата на скоростта при всяка температура T2:
(II.39)
Зависимостта на скоростта на реакцията от температурата се определя приблизително от емпиричното правило на Van't Hoff: При промяна на температурата с 10 градуса скоростта на повечето реакции се променя 2-4 пъти.
Математически правилото на Вант Хоф се изразява по следния начин:
където v(T2) и v(T1) са реакционни скорости, съответно, при температури T2 и T1 (T2> T1);
γ-температурен коефициент на скорост на реакцията.
Стойността на γ за ендотермична реакция е по-висока от тази за екзотермична. За много реакции γ е в диапазона 2-4.
Физическият смисъл на стойността γ е, че тя показва колко пъти се променя скоростта на реакцията при промяна на температурата за всеки 10 градуса.
Тъй като скоростта на реакцията и константата на скоростта на химичната реакция са правопропорционални, изразът (3.6) често се записва в следната форма:
(3.7)
където k(T2), k(T1) са съответно константи на скоростта на реакцията
при температури Т2 и Т1;
γ е температурният коефициент на скоростта на реакцията.
Пример 8.С колко градуса трябва да се повиши температурата, за да се увеличи скоростта на реакцията 27 пъти? Температурният коефициент на реакцията е 3.
Решение. Използваме израз (3.6):
Получаваме: 27 = , = 3, DT = 30.
Отговор: 30 градуса.
Скоростта на реакцията и времето, през което тя протича, са обратно пропорционални: колкото по-голямо е v, толкова повече
по-малко от t. Математически това се изразява чрез отношението
Пример 9.При температура 293 K реакцията протича за 2 минути. Колко време ще отнеме да протече тази реакция при температура 273 K, ако γ = 2.
Решение. От уравнение (3.8) следва:
.
Използваме уравнение (3.6), тъй като 
Получаваме:
мин.
Отговор: 8 мин.
Правилото на Вант Хоф е приложимо за ограничен брой химични реакции. Ефектът на температурата върху скоростта на процесите често се определя с помощта на уравнението на Арениус.
Уравнение на Арениус . През 1889 г. шведският учен S. Arre-1ius, въз основа на експерименти, извежда уравнение, което е кръстено на него
където k е константата на скоростта на реакцията;
k0 - предекспоненциален фактор;
e е основата на натуралния логаритъм;
Ea е константа, наречена енергия на активиране, определена от естеството на реагентите:
R е универсалната газова константа, равна на 8,314 J/mol × K.
Стойностите на Ea за химични реакции варират от 4 до 400 kJ/mol.
Много реакции се характеризират с определена енергийна бариера. За преодоляването му е необходима енергия на активиране - някакъв излишък на енергия (спрямо вредната енергия на молекулите при дадена температура), който молекулите трябва да притежават, за да е ефективен сблъсъкът им, тоест да доведе до образуването на нов вещество. С повишаване на температурата броят на активните молекули бързо нараства, което води до рязко увеличаване на скоростта на реакцията.
Като цяло, ако температурата на реакцията се промени от Т1 до Т2, уравнение (3.9) след логаритъм приема формата:
. (3.10)
Това уравнение ви позволява да изчислите енергията на активиране на реакцията при промяна на температурата от T1 до T2.
Скоростта на химичните реакции се увеличава в присъствието на катализатор. Действието на катализатора е, че той образува нестабилни междинни съединения (активирани комплекси) с реагенти, чието разлагане води до образуването на реакционни продукти. В този случай енергията на активиране намалява и молекулите, чиято енергия е била недостатъчна за осъществяване на реакцията в отсъствието на катализатор, стават активни. В резултат на това общият брой на активните молекули се увеличава и скоростта на реакцията се увеличава.
Промяната в скоростта на реакцията в присъствието на катализатор се изразява със следното уравнение:
, (3.11)
където vcat и Ea(cat) са скоростта и енергията на активиране на химическа реакция в присъствието на катализатор;
v и Ea са скоростта и енергията на активиране на химическа реакция без катализатор.
Пример 10. Енергията на активиране на определена реакция при отсъствие на катализатор е 75,24 kJ/mol, с катализатор - 50,14 kJ/mol. Колко пъти се увеличава скоростта на реакцията в присъствието на катализатор, ако реакцията протича при температура 298 K? Решение. Нека използваме уравнение (3.11). Заместване на данни в уравнението
за студенти от направление 6070104 „Морски и речен транспорт”
специалности
„Експлоатация на корабно електрическо оборудване и оборудване за автоматизация“,
направления 6.050702 Специалност “Електромеханика”.
"Електрически системи и комплекси на превозни средства",
"Електромеханични системи за автоматизация и електрозадвижване"
редовна и задочна форми на обучение
Тираж_____ бр Подписано за публикуване_____________.
Поръчка Номер.________. Обем 1.08 p.l.
Издателство „Керченски държавен морски технологичен университет“
98309 Керч, Орджоникидзе, 82.
Правилото на Вант Хоф. Уравнение на Арениус.
Според основното правило на van't Hoff, формулирано около 1880 г., скоростта на повечето реакции се увеличава 2-4 пъти с повишаване на температурата с 10 градуса, ако реакцията се извършва при температура, близка до стайната. Например полуживотът на газообразен азотен оксид (V) при 35°C е около 85 минути, при 45°C е около 22 минути. и при 55°C - около 8 минути.
Вече знаем, че при всяка постоянна температура скоростта на реакцията се описва с емпирично кинетично уравнение, което в повечето случаи (с изключение на реакции с много сложен механизъм) е произведение на константата на скоростта и концентрацията на реагентите в степени, равни на реда на реакцията. Концентрациите на реагентите са практически независими от температурата, а поръчките, както показва опитът, също са независими. Следователно константите на скоростта са отговорни за рязката зависимост на скоростта на реакцията от температурата. Обикновено се характеризира зависимостта на константата на скоростта от температурата температурен коефициент на скорост на реакцията, което е съотношението на константите на скоростта при температури, различаващи се с 10 градуса
и което според правилото на Вант Хоф е приблизително 2-4.
Нека се опитаме да обясним наблюдаваните високи стойности на температурните коефициенти на скоростта на реакцията, като използваме примера за хомогенна реакция в газовата фаза от гледна точка на молекулярно-кинетичната теория на газовете. За да могат молекулите на взаимодействащите газове да реагират помежду си, е необходим техният сблъсък, при който едни връзки се разкъсват и се образуват други, в резултат на което се появява нова молекула - молекулата на реакционния продукт. Следователно скоростта на реакцията зависи от броя на сблъсъците на молекулите на реагентите и броя на сблъсъците, по-специално, от скоростта на хаотичното топлинно движение на молекулите. Скоростта на молекулите и съответно броят на сблъсъци нараства с температурата. Въпреки това, само увеличаването на скоростта на молекулите не обяснява толкова бързо нарастване на скоростта на реакцията с температурата. В действителност, според молекулярно-кинетичната теория на газовете, средната скорост на молекулите е пропорционална на корен квадратен от абсолютната температура, т.е., когато температурата на системата се повиши с 10 градуса, да речем, от 300 до 310 К, средната скоростта на молекулите ще се увеличи само с 310/300 = 1,02 пъти - много по-малко, отколкото се изисква от правилото на Вант Хоф.
По този начин само увеличаването на броя на сблъсъците не може да обясни температурната зависимост на константите на скоростта на реакцията. Очевидно тук действа и друг важен фактор. За да го разкрием, нека се обърнем към по-подробен анализ на поведението на голям брой частици при различни температури. Досега говорихме за средната скорост на топлинно движение на молекулите и нейното изменение с температурата, но ако броят на частиците в системата е голям, то според законите на статистиката отделните частици могат да имат скорост и съответно кинетична енергия, която се отклонява в по-голяма или по-малка степен от средната стойност за дадена температура. Тази ситуация е изобразена на фиг. (3.2), което
показва как са разпределени частите -
3.2. Разпределение на частиците по кинетична енергия при различни температури:
2-T 2; 3-T 3; Ти cy чрез кинетична енергия при определена температура. Да разгледаме например крива 1, съответстваща на температурата Ti. Общият брой на частиците в системата (нека го обозначим с N 0) е равен на площта под кривата. Максималният брой частици, равен на Ni, има най-вероятната кинетична енергия E 1 за дадена температура. Частиците, чийто брой е равен на площта под кривата вдясно от вертикалата E 1, ще имат по-висока енергия, а площта вляво от вертикалата съответства на частици с енергия, по-малка от E Колкото повече кинетичната енергия се различава от средната, толкова по-малко частици я притежават. Нека изберем например някаква енергия E a, по-голяма от E 1). При температура Ti броят на частиците, чиято енергия надвишава стойността на E a, е само малка част от общия брой частици - това е почернената зона под крива 1 вдясно от вертикалата E a. Въпреки това, при по-висока температура T 2, повече частици вече имат енергия, надвишаваща E a (крива 2), а с по-нататъшно повишаване на температурата до T 3 (крива 3), енергията E a се оказва близка до средната , и такъв запас от кинетична енергия вече ще имат около половината от всички молекули. Скоростта на реакцията се определя не от общия брой сблъсъци на молекули за единица време, а от тази част от нея, в която участват молекули, чиято кинетична енергия надвишава определена граница E a, наречена енергия на активиране на реакцията. Това става съвсем разбираемо, ако си спомним, че за успешното протичане на елементарен акт на реакция е необходимо по време на сблъсък старите връзки да се разкъсат и да се създадат условия за образуване на нови. Разбира се, това изисква изразходване на енергия - сблъскващите се частици трябва да имат достатъчно количество от нея. Шведският учен С. Арениус установява, че увеличаването на скоростта на повечето реакции с повишаване на температурата става нелинейно (за разлика от правилото на Вант Хоф). Арениус установи, че в повечето случаи константата на скоростта на реакцията се подчинява на уравнението LgK=lgA - , (3.14) който беше кръстен Уравнения на Арениус. E a - енергия на активиране (виж по-долу) R е моларната газова константа, равна на 8,314 J/molK, T - абсолютна температура А е постоянна или много слабо зависима от температурата стойност. Нарича се честотен фактор, защото е свързан с честотата на молекулярните сблъсъци и вероятността да се случи сблъсък, когато молекулите са ориентирани по начин, благоприятен за реакцията. Както може да се види от (3.14), с увеличаване на енергията на активиране E a константата на скоростта ДА СЕ
намалява. Следователно скоростта на реакцията намалява с увеличаване на нейната енергийна бариера (виж по-долу). Билет №2 1) ОСНОВНИ КЛАСОВЕ НЕОРГАНИЧНИ СЪЕДИНЕНИЯ: Основи, оксиди, киселини, соли. 2) Be – берилий. Химични свойства:берилият е относително слабо реактивен при стайна температура. В своята компактна форма той не реагира с вода и пара дори при температура на червена температура и не се окислява от въздуха до 600 °C. При запалване берилиевият прах гори с ярък пламък, произвеждайки оксид и нитрид. Халогените реагират с берилий при температури над 600 °C, а халкогените изискват още по-високи температури. Физични свойства:Берилият е сравнително твърд, но чуплив сребристо-бял метал. Има висок модул на еластичност - 300 GPa (за стомани - 200-210 GPa). Във въздуха се покрива активно с устойчив оксиден филм Магнезий (Mg). Физични свойства:Магнезият е сребристо-бял метал с шестоъгълна решетка, пространствена група P 63/mmc, параметри на решетката a = 0,32029 nm, c = 0,52000 nm, Z = 2. При нормални условия повърхността на магнезия е покрита с издръжлив защитен филм магнезиев оксид MgO, който се разрушава при нагряване на въздух до приблизително 600 °C, след което металът изгаря с ослепителен бял пламък, за да образува магнезиев оксид и нитрид Mg3N2. Химични свойства:Смес от магнезий на прах с калиев перманганат KMnO4 - експлозив Горещ магнезий реагира с вода: Mg (разлагане) + H2O = MgO + H2; Алкалите не влияят на магнезия, лесно се разтваря в киселини, освобождавайки водород: Mg + 2HCl = MgCl2 + H2; При нагряване на въздух магнезият изгаря, за да образува оксид; малко количество нитрид може да се образува и с азот: 2Mg + O2 = 2MgO; 3Mg + N2 = Mg3N2 Билет №3. Разтворимост- способността на веществото да образува хомогенни системи с други вещества - разтвори, в които веществото се намира под формата на отделни атоми, йони, молекули или частици. Наситен разтвор- разтвор, в който разтвореното вещество при дадени условия е достигнало максималната си концентрация и вече не се разтваря. Утайката от това вещество е в равновесие с разтвореното вещество. Ненаситен разтвор- разтвор, в който концентрацията на разтвореното вещество е по-малка, отколкото в наситен разтвор, и в който при дадените условия може да се разтвори малко повече от него. Пренаситени разтвори- разтвори, характеризиращи се с това, че съдържанието на разтворено вещество в тях е по-голямо от това, което съответства на нормалната му разтворимост при дадени условия. Законът на Хенри- законът, според който при постоянна температура разтворимостта на газ в дадена течност е право пропорционална на налягането на този газ над разтвора. Законът е подходящ само за идеални разтвори и ниски налягания. Законът на Хенри обикновено се записва по следния начин: Където p е парциалното налягане на газа над разтвора, c е концентрацията на газ в разтвора във фракции от мол, k - коефициентът на Хенри. Екстракция(от къснолатински extractio - екстракция), екстракция, процес на разделяне на смес от течни или твърди вещества с помощта на селективни разтворители (екстрагенти). Билет №4. 1)Масова частТова е отношението на масата на разтвореното вещество към общата маса на разтвора. За двоично решение ω(x) = m(x) / (m(x) + m(s)) = m(x) / m където ω(x) е масовата част на разтвореното вещество X m(x) - масата на разтвореното вещество X, g; m(s) - масата на разтворителя S, g; m = m(x) + m(s) - масата на разтвора, g. 2)Алуминий- елемент от главната подгрупа на третата група от третия период на периодичната система от химични елементи на Д. И. Менделеев с атомен номер 13. Намиране в природата: Естественият алуминий се състои почти изцяло от един стабилен изотоп, 27Al, със следи от 26Al, радиоактивен изотоп с период на полуразпад от 720 000 години, произведен в атмосферата, когато аргоновите ядра са бомбардирани от протони на космическите лъчи. Касова бележка: Състои се от разтваряне на алуминиев оксид Al2O3 в разтопен криолит Na3AlF6, последвано от електролиза с използване на консумативи коксови или графитни електроди. Този метод на производство изисква много електричество и затова става популярен едва през 20 век. Алуминотермия- метод за получаване на метали, неметали (както и сплави) чрез редуциране на техните оксиди с метален алуминий. Билет № 5. РАЗТВОРИ НА НЕЕЛЕКТРОЛИТНИ, бинарна или многокомпонентна мол. системи, чийто състав може да се променя непрекъснато (поне в определени граници). За разлика от разтворите на електролити, разтворите на неелектролити (мол. разтвори) не съдържат заредени частици в забележими концентрации. разтворите на неелектролитите могат да бъдат твърди, течни и газообразни. Първият закон на Раул Първият закон на Раул свързва налягането на наситените пари над разтвора с неговия състав; тя е формулирана по следния начин: Парциалното налягане на наситените пари на даден компонент на разтвора е право пропорционално на неговата молна фракция в разтвора, като коефициентът на пропорционалност е равен на налягането на наситените пари над чистия компонент. Вторият закон на Раул Фактът, че налягането на парите над разтвора е различно от налягането на парите над чистия разтворител, значително влияе върху процесите на кристализация и кипене. От първия закон на Раул се извеждат две следствия относно намаляването на точката на замръзване и повишаването на точката на кипене на разтворите, които в тяхната комбинирана форма са известни като втория закон на Раул. Криоскопия(от гръцки kryos - студен и scopeo - гледам) - измерване на намаляването на точката на замръзване на разтвор в сравнение с чист разтворител. Правилото на Вант Хоф - За всеки 10 градуса повишаване на температурата константата на скоростта на хомогенна елементарна реакция се увеличава два до четири пъти Твърдостта на водата- набор от химични и физични свойства на водата, свързани със съдържанието на разтворени соли на алкалоземни метали, главно калций и магнезий. Билет №6. ЕЛЕКТРОЛИТНИ РАЗТВОРИ,съдържат забележими концентрации на йони-катиони и аниони, образувани в резултат на електролитната дисоциация на молекулите на разтвореното вещество. Силни електролити- химични съединения, чиито молекули в разредени разтвори са почти напълно дисоциирани на йони. Слаби електролити- химични съединения, чиито молекули дори в силно разредени разтвори не са напълно дисоциирани на йони, които са в динамично равновесие с недисоциирани молекули. Електролитна дисоциация- процесът на разлагане на електролит в йони, когато се разтваря в полярен разтворител или по време на топене. Закон за разреждане на Оствалд- зависимост, изразяваща зависимостта на еквивалентната електрическа проводимост на разреден разтвор на бинарен слаб електролит от концентрацията на разтвора: Група 4 P-елементи– въглерод, силиций, германий, калай и олово. Билет №7. 1) Електролитна дисоциация- Това е разлагане на вещество на йони под въздействието на молекули на полярния разтворител. pH = -lg. Буферни разтвори– това са разтвори, когато се добавят киселини или алкали, към които тяхното pH се променя леко. Форми на въглеродна киселина: 1) средни соли (карбонати), 2) кисели (хидрокарбонати). Карбонатите и хидрокарбонатите са термично нестабилни: CaCO3 = CaO + CO2^, Ca(HCO3)2 = CaCO3v + CO2^ + H2O. Натриевият карбонат (калцинирана сода) е един от основните продукти на химическата промишленост. Във воден разтвор се хидролизира според реакцията Na2СО3 > 2Nа+ + СО3-2, CO3-2 + H+-OH- - HCO3- + OH-. Натриев бикарбонат (сода бикарбонат) – широко използван в хранително-вкусовата промишленост. Благодарение на хидролизата разтворът има и алкална среда NaHCO3 > Na+ + HCO3-,HCO3- + H-OH - H2CO3 + OH-. Калцинираната сода и содата за хляб взаимодействат с киселини Na2СО3 + 2НCl - 2NаСl + СО2^ + Н2О, 2Nа+ + СО3-2 + 2Н+ + 2Сl- - 2Nа+ + 2Сl- + СО2^ + Н2О, CO3-2 + 2H+ - CO2^ + H2O; NaHCO3 + CH3COON - CH3COONa + CO2^ + H2O, Na+ + HCO3- + CH3COOH - CH3COO- + Na+ + CO2^ + H2O, HCO3- + CH3COOH - CH3COO- + CO2^ + H2O. Билет №8. 1)_йонен обмен в разтвори: Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 +H2O 2Na + CO3 + 2H + SO4 → 2Na + SO4 + CO2 + H2O CO3 + 2H → CO2 + H2O Отделяне на C газ: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl 2) Химични свойства на азота.Азотът взаимодейства само с такива активни метали като литий, калций, магнезий при нагряване до относително ниски температури. Азотът реагира с повечето други елементи при високи температури и в присъствието на катализатори. Азотните съединения с кислорода N2O, NO, N2O3, NO2 и N2O5 са добре проучени. Физични свойства на азота.Азотът е малко по-лек от въздуха; плътност 1,2506 kg/m3 (при 0°C и 101325 n/m2 или 760 mm Hg), точка на топене -209,86°C, точка на кипене -195,8°C. Азотът се втечнява трудно: критичната му температура е доста ниска (-147,1 ° C), а критичното му налягане е високо 3,39 Mn/m2 (34,6 kgf/cm2); Плътността на течния азот е 808 kg/m3. Азотът е по-малко разтворим във вода от кислорода: при 0°C 23,3 g азот се разтварят в 1 m3 H2O. Азотът е по-добре разтворим в някои въглеводороди, отколкото във вода. Билет №9. Хидролиза (от гръцки hydro - вода, lysis - разлагане)означава разлагане на вещество с вода. Хидролизата на солта е обратима реакция на сол с вода, водеща до образуването на слаб електролит. Водата, макар и в малка степен, дисоциира: H 2 O H + + OH – . Натриев хлорид H2O H+ + OH–, Na+ + Cl– + H2O Na+ + Cl– + H+ + OH–, NaCl + H2O (без реакция) Неутрално Натриев карбонат + HOH + OH–, 2Na+ + + H2O + OH–, Na2CO3 + H2O NaHCО3 + NaOH Алкална Алуминиев хлорид Al3+ + HOH AlOH2+ + H+, Al3+ + 3Cl– + H2O AlОH2+ + 2Cl– + H+ + Cl–, AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl киселина Ефектът на температурата върху броя на молекулярните сблъсъци може да бъде показан с помощта на модел. В първо приближение ефектът на температурата върху скоростта на реакциите се определя от правилото на Van't Hoff (формулирано от J. H. Van't Hoff въз основа на експериментално изследване на много реакции): където g е tтемпературен коефициент, приемащ стойности от 2 до 4. Обяснение за зависимостта на скоростта на реакцията от температурата е дадено от С. Арениус. Не всеки сблъсък на реагентни молекули води до реакция, а само най-силните сблъсъци.
Само молекули с излишък от кинетична енергия са способни на химични реакции. S. Arrhenius изчислява частта от активните (т.е. водещи до реакция) сблъсъци на реагиращи частици a, в зависимост от температурата: - a = exp(-E/RT). и изведен Уравнение на Арениусза константата на скоростта на реакцията: където k o и E d зависят от природата на реагентите. Е е енергията, която трябва да се даде на молекулите, за да могат да си взаимодействат, т.нар активираща енергия.
k = k o e -E/RT
