Константа швидкості реакції є функцією від температури; підвищення температури зазвичай збільшує константу швидкості. Першу спробу врахувати вплив температури було зроблено Вант-Гоффом, який сформулював таке емпіричне правило:
При підвищенні температури кожні 10 градусів константа швидкості елементарної хімічної реакції збільшується у 2 – 4 разу.
Величина, що показує, у скільки разів збільшується константа швидкості при підвищенні температури на 10 градусів, є температурний коефіцієнт константи швидкості реакціїγ. Математично правило Вант-Гоффа можна записати так:
(II.30)
Однак правило Вант-Гоффа застосовується лише у вузькому температурному інтервалі, оскільки температурний коефіцієнт швидкості реакції γ сам є функцією від температури; при дуже високих і дуже низьких температурах γ стає рівним одиниці (тобто швидкість хімічної реакції перестає залежати від температури).
Рівняння Арреніуса
Очевидно, що взаємодія частинок здійснюється при їх зіткненнях; однак число зіткнень молекул дуже велике і, якби кожне зіткнення призводило до хімічної взаємодії частинок, всі реакції протікали практично миттєво. Арреніус постулював, що зіткнення молекул будуть ефективні (тобто будуть призводити до реакції) тільки в тому випадку, якщо стикаються молекули мають деякий запас енергії - енергію активації.
Енергія активації є мінімальна енергія, якою повинні мати молекули, щоб їх зіткнення могло призвести до хімічної взаємодії.
Розглянемо шлях деякої елементарної реакції
А + В ––> С
Оскільки хімічна взаємодія частинок пов'язана з розривом старих хімічних зв'язків та утворенням нових, вважається, що будь-яка елементарна реакція проходить через утворення деякої нестійкої проміжної сполуки, яка називається активованим комплексом:
А ––> K # ––> B
Утворення активованого комплексу завжди потребує витрати деякої кількості енергії, що викликане, по-перше, відштовхуванням електронних оболонок та атомних ядер при зближенні частинок і, по-друге, необхідністю побудови певної просторової конфігурації атомів в активованому комплексі та перерозподілу електронної густини. Таким чином, по дорозі з початкового стану кінцева система повинна подолати свого роду енергетичний бар'єр. Енергія активації реакції приблизно дорівнює перевищенню середньої енергії активованого комплексу над середнім рівнем енергії реагентів. Очевидно, що якщо пряма реакція є екзотермічною, то енергія активації зворотної реакції Е" А вище, ніж енергія активації прямої реакції E A . Енергії активації прямої та зворотної реакції пов'язані один з одним через зміну внутрішньої енергії в ході реакції. діаграми хімічної реакції (рис. 2.5).
Мал. 2.5.Енергетична діаграма хімічної реакції. E вих – середня енергія частинок вихідних речовин, E прод – середня енергія частинок продуктів реакції.
Оскільки температура є мірою середньої кінетичної енергії частинок, підвищення температури призводить до збільшення частки частинок, енергія яких дорівнює або більше енергії активації, що призводить до збільшення константи швидкості реакції (рис.2.6):
Мал. 2.6.Розподіл частинок з енергії. Тут nЕ/N - частка частинок, що мають енергію E; E i - середня енергія частинок при температурі T i (T 1< T 2 < T 3).
Розглянемо термодинамічний висновок виразу, що описує залежність константи швидкості реакції від температури та величини енергії активації – рівняння Арреніуса. Відповідно до рівняння ізобари Вант-Гоффа,
Оскільки константа рівноваги є відношенням констант швидкостей прямої та зворотної реакції, можна переписати вираз (II.31) таким чином:
(II.32)
Представивши зміну ентальпії реакції ΔHº у вигляді різниці двох величин E 1 і E 2 отримуємо:
(II.33)
(II.34)
Тут С – деяка константа. Постулювавши, що С = 0, отримуємо рівняння Арреніуса, де E A – енергія активації:
Після невизначеного інтегрування виразу (II.35) отримаємо рівняння Арреніуса в інтегральній формі:
(II.36)
(II.37)
Мал. 2.7.Залежність логарифму константи швидкості хімічної реакції зворотної температури.
Тут A – стала інтегрування. З рівняння (II.37) неважко показати фізичний зміст передекспоненційного множника A, який дорівнює константі швидкості реакції при температурі, що прагне нескінченності. Як очевидно з висловлювання (II.36), логарифм константи швидкості лінійно залежить від зворотної температури (рис.2.7); величину енергії активації E A і логарифм передекспоненційного множника A можна визначити графічно (тангенс кута нахилу прямої до осі абсцис і відрізок прямої на осі ординат).
Знаючи енергію активації реакції та константу швидкості при будь-якій температурі T 1 за рівнянням Арреніуса можна розрахувати величину константи швидкості при будь-якій температурі T 2:
(II.39)
Залежність швидкості реакції від температури приблизно визначається емпіричним правилом Вант-Гоффа: при зміні температури кожні 10 градусів швидкість більшості реакцій змінюється в 2-4 разу.
Математично правило Вант-Гоффа виражається так:
де v(T2) та v(T1) - швидкості реакцій, відповідно при температурах Т2 та T1 (T2> T1);
γ-температурний коефіцієнт швидкості реакції.
Значення для ендотермічної реакції вище, ніж для екзотермічної. Для багатьох реакцій γ лежить у межах 2-4.
Фізичний зміст величини γ полягає в тому, що він показує, скільки разів змінюється швидкість реакції при зміні температури на кожні 10 градусів.
Оскільки швидкість реакції та константа швидкості хімічної реакції прямопропорційні, то вираз (3.6) часто записують у наступному вигляді:
(3.7)
де k(T2), k(T1)- константи швидкості реакції відповідно
при температурах T2 та T1;
γ-температурний коефіцієнт швидкості реакції.
Приклад 8.На скільки градусів треба підвищити температуру, щоб швидкість реакції зросла в 27 разів? Температурний коефіцієнт реакції дорівнює 3.
Рішення. Використовуємо вираз (3.6):
Отримуємо: 27 = , = 3, DТ = 30.
Відповідь: на 30 градусів.
Швидкість реакції та час, за який вона протікає, пов'язані обернено пропорційною залежністю: чим більше v, тим більше
менше t. Математично це виражається співвідношенням
Приклад 9.При температурі 293 К протікає реакція за 2 хв. За який час протікатиме ця реакція при температурі 273 К, якщо γ = 2.
Рішення. З рівняння (3.8) випливає:
.
Використовуємо рівняння (3.6), оскільки 
Отримаємо:
хв.
Відповідь: 8 хв.
Правило Вант-Гоффа застосовується для обмеженої кількості хімічних реакцій. Вплив температури на швидкість процесів частіше визначають за рівнянням Арреніуса.
Рівняння Арреніуса . У 1889 р. шведський вчений С. Арре-1іус на підставі експериментів вивів рівняння, яке названо його ім'ям
де k – константа швидкості реакції;
k0 - передексноненційний множник;
е - основа натурального логарифму;
Ea - постійна, яка називається енергією активації, яка визначається природою реагентів:
R-універсальна постійна газова, рівна 8,314 Дж/моль×К.
Значення Еa для хімічних реакцій лежать у межах від 4 до 400 кДж/моль.
Багато реакцій характеризуються певним енергетичним бар'єром. Для його подолання необхідна енергія актації - деяка надмірна енергія (порівняно зі шкідливою енергією молекул при даній температурі), якою повинні мати молекули для того, щоб їх зіткнення було ефективним, тобто призвело б до утворення нової речовини. Зі зростанням температури кількість активних молекул швидко збільшується, як і призводить до різкого зростання швидкості реакції.
У загальному випадку, якщо температура реакції змінюється від Т1 до Т2, рівняння (3.9) після логарифмування набуде вигляду:
. (3.10)
Це рівняння дозволяє розраховувати енергію активації реакції за зміни температури від Т1 до Т2.
Швидкість хімічних реакцій зростає у присутності каталізатора. Дія каталізатора полягає в тому, що він утворює з реагентами нестійкі проміжні сполуки (активовані комплекси), розпад яких призводить до утворення продуктів реакції. При цьому енергія активації, знижується, і активними стають молекули, енергія яких була недостатня для здійснення реакції за відсутності каталізатора. В результаті зростає загальна кількість активних молекул і збільшується швидкість реакції.
Зміна швидкості реакції у присутності каталізатора виражається наступним рівнянням:
, (3.11)
де vкат, і Ea(кат) - швидкість та енергія активації хімічної реакції у присутності каталізатора;
v та Еа - швидкість та енергія активації хімічної реакції без каталізатора.
Приклад 10. Енергія активації деякої реакції відсутність каталізатора дорівнює 75,24 кДж/моль, з каталізатором - 50,14 кДж/моль. У скільки разів зростає швидкість реакції у присутності каталізатора, якщо реакція протікає за температури 298 К? Рішення. Скористаємось рівнянням (3.11). Підставляючи в рівняння дані
для студентів напряму 6070104 «Морський та річковий транспорт»
спеціальності
«Експлуатація суднового електрообладнання та засобів автоматики»,
напрями 6.050702 «Електромеханіка» спеціальності
«Електричні системи та комплекси транспортних засобів»,
«Електромеханічні системи автоматизації та електропривод»
денної та заочної форм навчання
Тираж_____екз. Підписано до друку _____________.
Замовлення № ________. Об'єм 1,08 д.а.
Вид-во "Керченський державний морський технологічний університет"
98309 Керч, Орджонікідзе, 82.
Правило Вант-Гоффа. Рівняння Арреніуса.
Згідно з емпіричним правилом Вант - Гоффа, сформульованому близько 1880 р., швидкість більшості реакцій збільшується в 2-4 рази при підвищенні температури на 10 градусів, якщо реакція проводиться при температурі близької до кімнатної. Наприклад, час напіврозкладання газоподібного оксиду азоту (V) при 35°С становить близько 85хв., при 45°С близько 22хв. і за 55°С - близько 8мин.
Ми вже знаємо, що при будь-якій постійній температурі швидкість реакції описується емпіричним кінетичним рівнянням, що представляє в більшості випадків (за винятком реакції з дуже складним механізмом) добуток константи швидкості на концентрації реагентів у ступенях, рівних порядку реакції. Концентрації реагентів майже залежить від температури, порядки, як свідчить досвід,- теж. Отже, за різку залежність швидкості реакції від температури відповідальні константи швидкостей. Залежність константи швидкості від температури прийнято характеризувати температурним коефіцієнтом швидкості реакції, Який являє собою відношення констант швидкості при температурах, що відрізняються на 10 градусів
і який за правилом Вант - Гоффа дорівнює приблизно 2-4.
Спробуємо пояснити високі значення температурних коефіцієнтів швидкостей реакції на прикладі гомогенної реакції в газовій фазі з позицій молекулярно-кінетичної теорії газів. Щоб молекули взаємодіючих газів прореагували один з одним, необхідно їхнє зіткнення, при якому одні зв'язки рвуться, а інші утворюються, внаслідок чого і з'являється нова молекула - молекула продукту реакції. Отже, швидкість реакції залежить від кількості зіткнень молекул реагентів, а кількість зіткнень, зокрема, – від швидкості хаотичного теплового руху молекул. Швидкість молекул і кількість зіткнень зростають з температурою. Проте підвищення швидкості молекул не пояснює настільки швидкого зростання швидкостей реакцій з температурою. Дійсно, згідно з молекулярно-кінетичною теорією газів середня швидкість молекул пропорційна квадратному кореню з абсолютної температури, тобто при підвищенні температури системи на 10 градусів, скажімо, від 300 до 310К, середня швидкість молекул зросте лише в 310/300 = 1,02 рази – набагато менше, ніж вимагає правило Вант-Гоффа.
Отже, лише збільшенням числа зіткнень не можна пояснити залежність констант швидкостей реакції від температури. Очевидно, тут діє якийсь важливий чинник. Щоб розкрити його, звернімося до детальнішого аналізу поведінки великої кількості частинок за різних температур. Досі ми говорили про середню швидкість теплового руху молекул і її зміну з температурою, але якщо число частинок у системі велике, то за законами статистики окремі частинки можуть мати швидкість і відповідно києтичну енергію, яка більшою чи меншою мірою відхиляється від середнього значення для даної температури. Ця ситуація зображена на рис. (3.2), який
показує, як розподілені частини-
3.2. Розподіл частинок з кінетичної енергії за різних температур:
2-Т 2; 3-Т 3; Ti ци по кінетичній енергії за певної температури. Розглянемо, наприклад, криву 1, що відповідає температурі Ti. Загальна кількість частинок у системі (позначимо його N 0) дорівнює площі під кривою. Максимальне число частинок, що дорівнює Ni, має найбільш ймовірну для даної температури кінетичну енергію Е 1 . Більш високу енергію матимуть частинки, кількість яких дорівнює площі під кривою праворуч від вертикалі Е 1 , а площа зліва від вертикалі відповідає часткам з енергією менше Е Чим більше кінетична енергія відрізняється від середньої, тим менше частинок мають нею. Виберемо, наприклад, деяку енергію Е а, більшу ніж Е 1). При температурі Ti число частинок, енергія яких перевищує величину Е, становить лише малу частину від загального числа частинок - це зачорнена площа під кривою 1 праворуч від вертикалі Е а. Однак при вищій температурі Т 2 вже більше частинок має енергію, що перевищує Е а (крива 2), а при подальшому підвищенні температури до Т 3 (крива 3) енергія Е а виявляється близькою до середньої, і такий запас кінетичної енергії буде мати вже близько половина всіх молекул. Швидкість реакції визначається не загальним числом зіткнень молекул в одиницю часу, а тією його частиною, в якій беруть участь молекули, кінетична енергія яких перевищує певну межу Е, звану енергією активації реакції. Це стає цілком зрозумілим, якщо ми пригадаємо, що для успішного протікання елементарного акту реакції необхідно, щоб при зіткненні стався розрив старих зв'язків і створені умови для утворення нових. Звичайно, на це потрібно витратити енергію - потрібно, щоб частинки, що зіштовхуються, володіли достатнім її запасом. Шведський вчений С.Арреніус встановив, що зростання швидкості більшості реакцій у разі підвищення температури відбувається нелінійно (на відміну від правила Вант - Гоффа). Арреніус встановив, що у більшості випадків константа швидкості реакції підпорядковується рівнянню LgK=lgA - , (3.14) яка отримала назву рівняння Арреніуса. Е а – енергія активації (див. нижче) R - молярна постійна газова, рівна 8,314 Дж/моль۰К, Т – абсолютна температура А - постійна чи дуже мало залежна від температури величина. Її називають частотним чинником, оскільки пов'язані з частотою молекулярних зіткнень і ймовірністю те, що зіткнення відбувається при орієнтації молекул, сприятливої реакції. Як видно з (3.14) зі збільшенням енергії активації Е а константа швидкості До
зменшується. Отже, швидкість реакції зменшується у разі підвищення її енергетичного бар'єру (див. нижче). Білет №2 1) ОСНОВНІ КЛАСИ НЕОРГАНІЧНИХ СПОЛУКІВ: Основи, оксиди, кислоти, солі. 2) Be – берилій. Хімічні властивості:берилій відносно мало реакційноздатний при кімнатній температурі. У компактному вигляді він не реагує з водою та водяною парою навіть при температурі червоного гартування і не окислюється повітрям до 600 °C. Порошок берилію при підпалюванні горить яскравим полум'ям, при цьому утворюються оксид та нітрид. Галогени реагують з бериллієм при температурі вище 600 °C, а халькогени вимагають ще вищої температури. Фізичні властивості:Берилій – відносно твердий, але крихкий метал сріблясто-білого кольору. Має високий модуль пружності – 300 гПа (у сталей – 200-210 гПа). На повітрі активно покривається стійкою оксидною плівкою Магнію (Mg). Фізичні властивості:Магній - метал сріблясто-білого кольору з гексагональною решіткою, просторова група P 63/mmc, параметри ґрат a = 0,32029 нм, c = 0,52000 нм, Z = 2. За звичайних умов поверхня магнію покрита міцною захисною плівкою оксиду магнію , яка руйнується при нагріванні на повітрі до приблизно 600 °C, після чого метал згоряє зі сліпуче білим полум'ям з утворенням оксиду і нітриду магнію Mg3N2. Хімічні властивості:Суміш порошкового магнію з перманганатом калію KMnO4 - вибухова речовина Розпечений магній реагує з водою: Mg (розкл.) + Н2О = MgO + H2; Луги на магній не діють, в кислотах він легко розчиняється з виділенням водню: Mg + 2HCl = MgCl2 + H2; При нагріванні на повітрі магній згоряє, з утворенням оксиду, а також з азотом може утворюватися невелика кількість нітриду: 2Mg + О2 = 2MgO; 3Mg + N2 = Mg3N2 Білет №3. Розчинність- здатність речовини утворювати з іншими речовинами однорідні системи - розчини, в яких речовина знаходиться у вигляді окремих атомів, іонів, молекул або частинок. Насичений розчин- розчин, в якому розчинена речовина за цих умов досягла максимальної концентрації і більше не розчиняється. Осад цієї речовини знаходиться в рівноважному стані з речовиною в розчині. Ненасичений розчин- розчин, в якому концентрація розчиненої речовини менша, ніж у насиченому розчині, і в якому за цих умов можна розчинити ще деяку його кількість. Перенасичені розчини- Розчини, що характеризуються тим, що вміст в них розчиненого речовини більше відповідного його нормальної розчинності за даних умов. Закон Генрі- Закон, за яким при постійній температурі розчинність газу в цій рідині прямо пропорційна тиску цього газу над розчином. Закон придатний лише для ідеальних розчинів та невисоких тисків. Закон Генрі записується зазвичай так: Де р - парціальний тиск газу над розчином, с - концентрація газу в розчині в частках моля, до - коефіцієнт Генрі. Екстракція(від пізньолат. extractio - вилучення), екстрагування, процес поділу суміші рідких або твердих речовин за допомогою вибіркових (селективних) розчинників (екстрагентів). Білет №4. 1)Масова часткаце відношення маси розчиненої речовини до загальної маси розчину. Для бінарного розчину ω(x) = m(x) / (m(x) + m(s)) = m(x) / m де ω(х) - масова частка розчиненої речовини Х m(x) - маса розчиненої речовини Х, г; m(s) - маса розчинника S, г; m = m(x) + m(s) – маса розчину, р. 2)Алюміній- Елемент головної підгрупи третьої групи третього періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва, з атомним номером 13. Знаходження у природі: Природний алюміній складається практично повністю з єдиного стабільного ізотопу 27Al зі слідами 26Al, радіоактивного ізотопу з періодом напіврозпаду 720 тис. років, що утворюється в атмосфері бомбардування ядер аргону протонами космічних променів. Отримання: Він полягає в розчиненні оксиду алюмінію Al2O3 в розплаві кріоліту Na3AlF6 з наступним електролізом з використанням коксових або графітових електродів, що витрачаються. Такий метод отримання потребує великих витрат електроенергії, і тому виявився затребуваним лише у XX столітті. Алюмінотермія- спосіб одержання металів, неметалів (а також сплавів) відновленням їх оксидів металевим алюмінієм. Білет №5. РОЗЧИНИ НЕЕЛЕКТРОЛІТІВ, бінарні або багатокомпонентні мовляв. системи, склад яких може змінюватися безперервним чином (принаймні, в деяких межах). На відміну від розчинів електролітів, розчини неелектролітів (мол. розчинах) заряджені частинки в скільки-небудь помітних концентраціях відсутні. розчини неелектролітів можуть бути твердими, рідкими та газоподібними. Перший закон Рауля Перший закон Рауля пов'язує тиск насиченої пари над розчином з його складом; він формулюється так: Парціальний тиск насиченої пари компонента розчину прямо пропорційно його мольної частки в розчині, причому коефіцієнт пропорційності дорівнює тиску насиченої пари над чистим компонентом. Другий закон Рауля Той факт, що тиск пари над розчином відрізняється від тиску парів над чистим розчинником, суттєво впливає на процеси кристалізації та кипіння. З першого закону Рауля виводяться два наслідки щодо зниження температури замерзання і підвищення температури кипіння розчинів, які в об'єднаному вигляді відомі як другий закон Рауля. Кріоскопія(Від грец. Kryos - холод і scopeo - дивлюся) - Вимірювання зниження температури замерзання розчину в порівнянні з чистим розчинником. Правило Вант-Гоффа При підвищенні температури на кожні 10 градусів константа швидкості гомогенної елементарної реакції збільшується в два - чотири рази Жорсткість води- сукупність хімічних та фізичних властивостей води, пов'язаних із вмістом у ній розчинених солей лужноземельних металів, головним чином, кальцію та магнію. Білет №6. РОЗЧИНИ ЕЛЕКТРОЛІТІВ,містять у помітних концентраціях іони-катіони та аніони, що утворюються в результаті електролітичної дисоціації молекул розчиненого в-ва. Сильні електроліти- хімічні сполуки, молекули яких у розбавлених розчинах практично повністю дисоційовані на іони. Слабкі електроліти- хімічні сполуки, молекули яких навіть у сильно розведених розчинах не повністю дисоційовані на іони, що знаходяться в динамічній рівновазі з недисоційованими молекулами. Електролітична дисоціація-процес розпаду електроліту на іони при розчиненні його в полярному розчиннику або при плавленні. Закон розведення Оствальда- співвідношення, яке виражає залежність еквівалентної електропровідності розведеного розчину бінарного слабкого електроліту від концентрації розчину: Р-елементи 4 групи- Вуглець, кремній, Німеччини, олово і свинець. Білет №7. 1) Електролітична дисоціація– це розпад речовини на іони під впливом полярних молекул розчинника. рН = -lg. Буферні розчини– це розчини при додаванні до яких кислот або лугів їх pH незначно змінюється. Вугільна кислота утворює: 1) середні солі (карбонати), 2) кислі (гідрокарбонати). Карбонати та гідрокарбонати термічно нестійкі: СаСОз = СаО + СО2^, Са(НСО3)2 = СаСО3v +СО2^ + Н2О. Карбонат натрію (кальцинована сода) є одним з головних продуктів хімічної промисловості. У водному розчині він гідролізується за реакцією Na2СО3 > 2Nа+ + СО3-2, СО3-2 + Н+-ОН- - НСО3- + ОН-. Гідрокарбонат натрію (питна сода) – широко використовується у харчовій промисловості. Внаслідок гідролізу розчин також має лужне середовище. NаНСО3 > Nа+ + НСО3-, НСО3- + Н-ОН - Н2СО3 + ВІН-. Кальцинована та питна сода взаємодіють із кислотами Na2СО3 + 2НСl - 2NаСl + СО2^ + Н2О, 2Nа+ + СО3-2 + 2Н+ + 2Сl- - 2Nа+ + 2Сl- + СО2^ + Н2О, СО3-2 + 2Н + - СО2 ^ + Н2О; NаНСО3 + СН3СООН - СН3СООNа + СО2^ + Н2О, Nа+ + НСО3- + СН3СООН - СН3СОО- + Nа+ + СО2^ + Н2О, НСО3- + СН3СООН - СН3СОО- + СО2^ + Н2О. Білет №8. 1)_іонно-обмінні в розчинах: Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 + H2O 2Na + CO3 + 2H + SO4 → 2Na + SO4 + CO2 + H2O CO3 + 2H → CO2 + H2O З виділення газу: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl 2) Хімічні властивості Азоту.Тільки з такими активними металами як літій, кальцій, магній, Азот взаємодіє при нагріванні до порівняно невисоких температур. З більшістю інших елементів Азот реагує за високої температури й у присутності каталізаторів. Добре вивчені сполуки Азоту з киснем N2O, NO, N2O3, NO2 та N2O5. Фізичні властивості Азоту.Азот трохи легший за повітря; щільність 1,2506 кг/м3 (при 0°С і 101325 н/м2 або 760 мм рт. ст.), tпл -209,86°С, tкіп -195,8°С. Азот зріджується насилу: його критична температура досить низька (-147,1°С) а критичний тиск високо 3,39 Мн/м2 (34,6 кгс/см2); щільність рідкого азоту 808 кг/м3. У воді Азот менш розчинний, ніж кисень: при 0°З 1 м3 Н2О розчиняється 23,3 г Азоту. Краще, ніж у воді, Азот розчинний у деяких вуглеводнях. Білет №9. Гідроліз (від грец. hydro – вода, lysis – розкладання)означає розкладання речовини водою. Гідролізом солі називають оборотну взаємодію солі з водою, що призводить до утворення слабкого електроліту. Вода хоч і малою мірою, але дисоціює: H 2 O H + + OH – . Хлорид натрію H2O H+ + OH–, Na+ + Cl– + H2O Na+ + Cl– + H+ + OH–, NaCl + H2O (ні реакції) Нейтральна Карбонат натрію + НОН + ОН–, 2Na+ + + H2O + ОН–, Na2CО3 + H2O NaHCО3 + NaOН Лужна Хлорид алюмінію Al3+ + НОН AlOH2+ + Н+, Al3+ + 3Cl– + H2O AlОH2+ + 2Cl– + H+ + Cl–, AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl Кисла Вплив температури на кількість зіткнень молекул може бути показаний за допомогою моделі. У першому наближенні вплив температури на швидкість реакцій визначається правилом Вант-Гоффа (сформульовано Я. Х. Вант-Гофф на підставі експериментального вивчення множини реакцій): де g - tтемпературний коефіцієнт, що приймає значення від 2 до 4. Пояснення залежності швидкості реакції від температури було дано С. Арреніусом. До реакції наводить не кожне зіткнення молекул реагентів, а лише найсильніші зіткнення.
Лише молекули, що мають надлишок кінетичної енергії, здатні до хімічної реакції. С.Аррениус розрахував частку активних (тобто призводять до реакції) зіткнень реагуючих частинок, яка залежить від температури: - a = exp(-E/RT). і вивів рівняння Арреніусадля константи швидкості реакції: де k o та E d залежать від природи реагентів. Е – це енергія, яку треба надати молекулам, щоб вони вступили у взаємодію, яка називається енергією активації.
k = k o e -E/RT
