વેન્ટ હોફનો નિયમ. પ્રતિક્રિયા દરનું તાપમાન ગુણાંક

તાપમાન પર પ્રતિક્રિયા દરની અવલંબન લગભગ પ્રયોગમૂલક વેનટ હોફ નિયમ દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે: તાપમાનમાં દર 10 ડિગ્રી ફેરફાર સાથે, મોટાભાગની પ્રતિક્રિયાઓનો દર 2-4 ગણો બદલાય છે.

ગાણિતિક રીતે, વાન હોફનો નિયમ નીચે પ્રમાણે વ્યક્ત થાય છે:

જ્યાં v(T2) અને v(T1) અનુક્રમે T2 અને T1 (T2> T1) તાપમાને પ્રતિક્રિયા દર છે;

પ્રતિક્રિયા દરનો γ-તાપમાન ગુણાંક.

એન્ડોથર્મિક પ્રતિક્રિયા માટે γ નું મૂલ્ય એક્ઝોથર્મિક પ્રતિક્રિયા કરતા વધારે છે. ઘણી પ્રતિક્રિયાઓ માટે, γ 2-4 ની રેન્જમાં આવેલું છે.

મૂલ્ય γ નો ભૌતિક અર્થ એ છે કે તે દર્શાવે છે કે દર 10 ડિગ્રી માટે તાપમાનમાં ફેરફાર સાથે પ્રતિક્રિયા દર કેટલી વખત બદલાય છે.

પ્રતિક્રિયા દર અને દર સતત હોવાથી રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાસીધા પ્રમાણસર હોય છે, પછી અભિવ્યક્તિ (3.6) ઘણીવાર નીચેના સ્વરૂપમાં લખવામાં આવે છે:

(3.7)

જ્યાં k(T2), k(T1) અનુક્રમે પ્રતિક્રિયા દર સ્થિરાંકો છે

તાપમાન T2 અને T1 પર;

γ એ પ્રતિક્રિયા દરનું તાપમાન ગુણાંક છે.

ઉદાહરણ 8.પ્રતિક્રિયા દરમાં 27 ગણો વધારો કરવા માટે તાપમાન કેટલા ડિગ્રી વધારવું જોઈએ? તાપમાન ગુણાંકપ્રતિક્રિયા 3 છે.

ઉકેલ. અમે અભિવ્યક્તિનો ઉપયોગ કરીએ છીએ (3.6):

આપણને મળે છે: 27 = , = 3, DT = 30.

જવાબ: 30 ડિગ્રી.

પ્રતિક્રિયાની ગતિ અને તે જે સમય દરમિયાન થાય છે તે વિપરિત પ્રમાણસર છે: v જેટલી મોટી, તેટલી વધુ

ટી કરતાં ઓછું ગાણિતિક રીતે આ સંબંધ દ્વારા વ્યક્ત થાય છે

ઉદાહરણ 9. 293 K ના તાપમાને, પ્રતિક્રિયા 2 મિનિટમાં આગળ વધે છે. જો γ = 2 હોય તો 273 K તાપમાને આ પ્રતિક્રિયા થવામાં કેટલો સમય લાગશે.

ઉકેલ. સમીકરણ (3.8) થી તે નીચે મુજબ છે:

.

અમે સમીકરણ (3.6) નો ઉપયોગ કરીએ છીએ, ત્યારથી અમને મળે છે:

મિનિટ

જવાબ: 8 મિનિટ.

વેન્ટ હોફનો નિયમ મર્યાદિત સંખ્યામાં રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓને લાગુ પડે છે. પ્રક્રિયાઓના દર પર તાપમાનની અસર ઘણીવાર એરેનિયસ સમીકરણનો ઉપયોગ કરીને નક્કી કરવામાં આવે છે.

એરેનિયસ સમીકરણ . 1889 માં, સ્વીડિશ વૈજ્ઞાનિક એસ. એરે-1ius, પ્રયોગોના આધારે, એક સમીકરણ મેળવ્યું જે તેમના નામ પરથી રાખવામાં આવ્યું છે.

જ્યાં k પ્રતિક્રિયા દર સ્થિર છે;

k0 - પૂર્વ-ઘાતાંકીય પરિબળ;

e એ કુદરતી લઘુગણકનો આધાર છે;

Ea એ સક્રિયકરણ ઊર્જા તરીકે ઓળખાતી સ્થિર છે, જે રીએજન્ટની પ્રકૃતિ દ્વારા નક્કી થાય છે:

R એ 8.314 J/mol×K સમાન સાર્વત્રિક ગેસ સ્થિરાંક છે.

રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓ માટે ઇએ મૂલ્યો 4 થી 400 kJ/mol સુધીની છે.

ઘણી પ્રતિક્રિયાઓ ચોક્કસ ઉર્જા અવરોધ દ્વારા વર્ગીકૃત થયેલ છે. તેને દૂર કરવા માટે, સક્રિયકરણ ઊર્જા જરૂરી છે - કેટલીક વધારાની ઊર્જા (આપેલ તાપમાને પરમાણુઓની હાનિકારક ઊર્જાની તુલનામાં), જે પરમાણુઓ પાસે તેમની અથડામણ અસરકારક બનવા માટે હોવી આવશ્યક છે, એટલે કે, નવી શક્તિની રચના તરફ દોરી જાય છે. પદાર્થ જેમ જેમ તાપમાન વધે છે, સક્રિય પરમાણુઓની સંખ્યા ઝડપથી વધે છે, જે પ્રતિક્રિયા દરમાં તીવ્ર વધારો તરફ દોરી જાય છે.

સામાન્ય રીતે, જો પ્રતિક્રિયા તાપમાન T1 થી T2 માં બદલાય છે, તો લઘુગણક પછી સમીકરણ (3.9) સ્વરૂપ લે છે:

. (3.10)

આ સમીકરણ તમને પ્રતિક્રિયાની સક્રિયકરણ ઊર્જાની ગણતરી કરવાની પરવાનગી આપે છે કારણ કે તાપમાન T1 થી T2 માં બદલાય છે.

ઉત્પ્રેરકની હાજરીમાં રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓનો દર વધે છે. ઉત્પ્રેરકની અસર એ છે કે તે રીએજન્ટ્સ સાથે અસ્થિર મધ્યવર્તી સંયોજનો (સક્રિય સંકુલ) બનાવે છે, જેનું વિઘટન પ્રતિક્રિયા ઉત્પાદનોની રચના તરફ દોરી જાય છે. આ કિસ્સામાં, સક્રિયકરણ ઊર્જા ઘટે છે, અને પરમાણુઓ કે જેમની ઊર્જા ઉત્પ્રેરકની ગેરહાજરીમાં પ્રતિક્રિયા કરવા માટે અપૂરતી હતી તે સક્રિય બને છે. પરિણામે, સક્રિય પરમાણુઓની કુલ સંખ્યા વધે છે અને પ્રતિક્રિયા દર વધે છે.

ઉત્પ્રેરકની હાજરીમાં પ્રતિક્રિયા દરમાં ફેરફાર નીચેના સમીકરણ દ્વારા વ્યક્ત થાય છે:

, (3.11)

જ્યાં vcat, અને Ea(cat) એ ઉત્પ્રેરકની હાજરીમાં રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાની ગતિ અને સક્રિયકરણ ઊર્જા છે;

v અને Ea એ ઉત્પ્રેરક વિના રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાની ગતિ અને સક્રિયકરણ ઊર્જા છે.

ઉદાહરણ 10. ઉત્પ્રેરકની ગેરહાજરીમાં ચોક્કસ પ્રતિક્રિયાની સક્રિયકરણ ઊર્જા 75.24 kJ/mol છે, ઉત્પ્રેરક સાથે - 50.14 kJ/mol. જો પ્રતિક્રિયા 298 K ના તાપમાને થાય તો ઉત્પ્રેરકની હાજરીમાં પ્રતિક્રિયા દર કેટલી વખત વધે છે? ઉકેલ. ચાલો સમીકરણનો ઉપયોગ કરીએ (3.11). ડેટાને સમીકરણમાં બદલીને

મોલેક્યુલર અથડામણની સંખ્યા પર તાપમાનની અસર મોડેલનો ઉપયોગ કરીને બતાવી શકાય છે. પ્રથમ અંદાજ માટે, પ્રતિક્રિયાઓના દર પર તાપમાનની અસર વેનટ હોફ નિયમ દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે (ઘણી પ્રતિક્રિયાઓના પ્રાયોગિક અભ્યાસના આધારે જે. એચ. વેન હોફ દ્વારા ઘડવામાં આવે છે):

જ્યાં g તાપમાન ગુણાંક છે, 2 થી 4 સુધીના મૂલ્યો લે છે.

તાપમાન પર પ્રતિક્રિયા દરની અવલંબન માટેની સમજૂતી એસ. આર્હેનિયસ દ્વારા આપવામાં આવી હતી. રિએક્ટન્ટ પરમાણુઓની દરેક અથડામણ પ્રતિક્રિયા તરફ દોરી જતી નથી, પરંતુ માત્ર સૌથી મજબૂત અથડામણો. માત્ર અધિક ગતિ ઊર્જા ધરાવતા અણુઓ જ રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓ માટે સક્ષમ છે.

S. Arrhenius એ તાપમાનના આધારે પ્રતિક્રિયાશીલ કણો a ના સક્રિય (એટલે ​​​​કે પ્રતિક્રિયા તરફ દોરી) અથડામણના અપૂર્ણાંકની ગણતરી કરી: - a = exp(-E/RT). અને બહાર લાવ્યાએરેનિયસ સમીકરણ:

પ્રતિક્રિયા દર સ્થિર માટે

k = k o e -E/RT જ્યાં k o અને E d રીએજન્ટની પ્રકૃતિ પર આધાર રાખે છે. E એ ઊર્જા છે જે પરમાણુઓને ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરવા માટે તેમને આપવી આવશ્યક છે, કહેવાય છે.

સક્રિયકરણ ઊર્જા વધતું તાપમાન તમામ રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓને વેગ આપે છે. વેન્ટ હોફે શરૂઆતમાં પ્રાયોગિક રીતે સ્થાપિત કર્યું કે જ્યારેતાપમાનમાં દર 10 ડિગ્રીના વધારા માટે, ઝડપ 2 ¸ 4 ગણી વધે છે ( ). વાન હોફનો નિયમ

આ તાપમાન પર ગતિની શક્તિ-કાયદાની અવલંબનને અનુરૂપ છે: જ્યાં T > T 0, g -

વેન હોફ તાપમાન ગુણાંક. ; જો કે, આ સમીકરણ સૈદ્ધાંતિક રીતે ન્યાયી નથી

,

પ્રાયોગિક ડેટાને ઘાતાંકીય કાર્ય (એરેનિયસ સમીકરણ) દ્વારા વધુ સારી રીતે વર્ણવવામાં આવે છે:

જ્યાં A એ પૂર્વ-ઘાતાંકીય પરિબળ છે જે T પર નિર્ભર નથી, E a એ રાસાયણિક પ્રતિક્રિયા (kJ/mol) ની સક્રિયકરણ ઊર્જા છે, R એ સાર્વત્રિક ગેસ સ્થિરાંક છે.

.

એરેનિયસ સમીકરણ સામાન્ય રીતે દર સ્થિરતા માટે લખવામાં આવે છે: આંકડાકીય ભૌતિકશાસ્ત્રની પદ્ધતિઓ દ્વારા આ સમીકરણ સૈદ્ધાંતિક રીતે ન્યાયી છે. ગુણાત્મક રીતે, આ વાજબીપણું નીચે મુજબ છે: કારણ કે પ્રતિક્રિયાઓ પરમાણુઓની અવ્યવસ્થિત અથડામણના પરિણામે થાય છે, આ અથડામણો નાનાથી મોટામાં લગભગ સતત ઊર્જાના સમૂહ દ્વારા વર્ગીકૃત થયેલ છે. દેખીતી રીતે, પ્રતિક્રિયા ત્યારે જ થશે જ્યારે પરમાણુઓ થોડીક તોડવા (અથવા નોંધપાત્ર રીતે ખેંચવા) માટે પૂરતી ઊર્જા સાથે અથડાશે.રાસાયણિક બોન્ડ

. દરેક સિસ્ટમ માટે ઉર્જા થ્રેશોલ્ડ E a છે, જેમાંથી આકૃતિ 5.1 માં વળાંક 1 થાય તે માટે ઊર્જા પૂરતી છે; ઘાતાંકીય કાયદા અનુસાર તાપમાન પર આધાર રાખતી આવર્તન સાથે અથડામણ થતી હોવાથી, ફોર્મ્યુલા 5.9 અને 5.10 મેળવવામાં આવે છે. પછી પૂર્વ-ઘાતાંકીય પરિબળો A અને k 0 અથડામણની કુલ સંખ્યાની કેટલીક લાક્ષણિકતા દર્શાવે છે, અને શબ્દ અસરકારક અથડામણનું પ્રમાણ છે.

.

પ્રાયોગિક ડેટાનું વિશ્લેષણ એરેનિયસ સમીકરણના લઘુગણક સ્વરૂપનો ઉપયોગ કરીને હાથ ધરવામાં આવે છે: શેડ્યૂલ કહેવાતા માં બનેલ છે
એરેનિયસ કોઓર્ડિનેટ્સ

(ln k -), ફિગ. 7.2; આલેખમાંથી k o અને E a શોધો.

; ;

બે તાપમાન k o અને E a માટે પ્રાયોગિક ડેટા આપેલ સૈદ્ધાંતિક રીતે શોધવાનું સરળ છે:
E a > 150 kJ/mol, સાથે ઓરડાના તાપમાનેવ્યવહારીક રીતે લીક કરશો નહીં.

ઉદાહરણ 1.જટિલ બદલી ન શકાય તેવી પ્રતિક્રિયા 2N 2 O 5 = 4NO 2 + O 2 એ પ્રથમ ક્રમની પ્રતિક્રિયા છે. જ્યારે દબાણ 5 ગણું વધે ત્યારે તેની ઝડપ કેવી રીતે બદલાશે?

ઉકેલ.આ પ્રતિક્રિયા માટે ગતિ સમીકરણ છે સામાન્ય દૃશ્ય: V = k·a. પ્રતિક્રિયા જટિલ હોવાથી, શક્ય છે કે a ¹ 2. સ્થિતિ અનુસાર, પ્રતિક્રિયાનો ક્રમ છે
a = 1. ગેસની પ્રતિક્રિયાઓ માટે, એકાગ્રતાની ભૂમિકા દબાણ દ્વારા ભજવવામાં આવે છે. તેથી જ
V = kP, અને જો P 1 = 5P, તો V 1 /V = 5, એટલે કે. ઝડપ પાંચ ગણી વધે છે.

રેટ કોન્સ્ટન્ટ, રિએક્ટન્ટનો ઓર્ડર શોધો અને ગતિ સમીકરણ લખો.

ઉકેલ.સામાન્ય સ્વરૂપમાં આ પ્રતિક્રિયાના દર માટે ગતિ સમીકરણ:

V = k a b .

આ કોષ્ટકો તમને પ્રતિક્રિયા ક્રમમાં ઘટાડો કરીને NO (a) અને H 2 (b) માટે પ્રતિક્રિયા ઓર્ડર શોધવાની મંજૂરી આપે છે, એટલે કે. પ્રયોગોનું પૃથ્થકરણ કે જેમાં એક રીએજન્ટ સતત એકાગ્રતા ધરાવે છે. તેથી, બદલાતી વખતે, પ્રથમ અને બીજા કૉલમમાં = 0.01.

. (H 2 મુજબ ખાનગી ઓર્ડર).

બીજા અને ત્રીજા કૉલમ માટે, તેનાથી વિપરીત, સમાન છે, અને - અલગ છે, તેથી:

(ના દ્વારા ખાનગી ઓર્ડર).

a અને b stoichiometric ગુણાંક સાથે સુસંગત હોવાથી, પ્રતિક્રિયા સરળ હોઈ શકે છે. દર સ્થિરાંક દરેક કૉલમમાંના ડેટામાંથી શોધી શકાય છે:

આમ, ગતિ સમીકરણ છે: V = 2.5. 10 3 2 .

આ પ્રતિક્રિયા (a + b) નો કુલ (એકંદર) ક્રમ 3 છે.

ઉદાહરણ 3.પ્રતિક્રિયા દર A + 3B = AB 3 ગતિ સમીકરણ V = k[A]·[B] દ્વારા નક્કી થાય છે. પ્રતિક્રિયાનો સામાન્ય ક્રમ નક્કી કરો. આ કેવા પ્રકારની પ્રતિક્રિયા છે - સરળ કે જટિલ? જો સાંદ્રતા 3 ગણી વધે તો પ્રતિક્રિયા દર કેટલી વાર વધશે?

ઉકેલ.પ્રતિક્રિયાનો ક્રમ ગતિ સમીકરણમાં રિએક્ટન્ટ્સના ઘાતાંકના સરવાળા દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે. આ પ્રતિક્રિયા માટે, એકંદર ક્રમ બે છે (1 +1).

જો આ પ્રતિક્રિયા સરળ હોત, તો પછી કાયદા અનુસાર સક્રિય જનતા

V = k[A] 1. [B] 3 અને એકંદર ક્રમ હશે (1+ 3) = 4, એટલે કે. ગતિ સમીકરણમાં ઘાતાંક સ્ટોઇકિયોમેટ્રિક ગુણાંક સાથે મેળ ખાતા નથી, તેથી, પ્રતિક્રિયા જટિલ છે અને કેટલાક તબક્કામાં થાય છે.

જ્યારે રીએજન્ટની સાંદ્રતા 3 ગણી વધે છે: V 1 = k·3[A]·3[B] = 3 2 V, એટલે કે, ઝડપ 3 2 = 9 ગણી વધશે.

ઉદાહરણ 4.જો 398 અને 600 0 C પર દર સ્થિરાંકો અનુક્રમે 2.1×10 -4 અને 6.25×10 -1 સમાન હોય તો પ્રતિક્રિયાની સક્રિયકરણ ઊર્જા અને તેના તાપમાન ગુણાંક નક્કી કરો.

ઉકેલ.સૂત્ર 5.12 નો ઉપયોગ કરીને બે મૂલ્યોમાંથી E a ની ગણતરી કરી શકાય છે :

192b33 J/mol.

અમે અભિવ્યક્તિ (5.8) થી તાપમાન ગુણાંક શોધીએ છીએ, કારણ કે V µ k:

.

ઉત્પ્રેરક

રાસાયણિક પ્રેક્ટિસમાં રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓને વેગ આપવા માટેની સૌથી સામાન્ય પદ્ધતિઓમાંની એક ઉત્પ્રેરક એક પદાર્થ છે જે પ્રતિક્રિયાના મધ્યવર્તી તબક્કામાં વારંવાર ભાગ લે છે, પરંતુ તેમાંથી રાસાયણિક રીતે અપરિવર્તિત થાય છે.

ઉદાહરણ તરીકે, A 2 + B 2 = 2AB પ્રતિક્રિયા માટે

ઉત્પ્રેરક K ની ભાગીદારી સમીકરણ દ્વારા વ્યક્ત કરી શકાય છે

A 2 + K + B 2 ® A 2.... K + B 2 ® A 2 ...K...B 2 ® 2AB + K.

આ સમીકરણો સંભવિત ઉર્જા વણાંકો દ્વારા રજૂ કરી શકાય છે (ફિગ. 5.2.).

ચોખા. 5.2. પ્રતિક્રિયાની ઊર્જા રેખાકૃતિ

ઉત્પ્રેરક સાથે અને વગર

આકૃતિ 5.2 થી જોઈ શકાય છે કે:

1) ઉત્પ્રેરક સક્રિયકરણ ઊર્જા ઘટાડે છે, પ્રતિક્રિયા પદ્ધતિમાં ફેરફાર કરે છે - તે નવા તબક્કાઓમાંથી આગળ વધે છે, જેમાંથી દરેક ઓછી સક્રિયકરણ ઊર્જા દ્વારા વર્ગીકૃત થયેલ છે;

2) ઉત્પ્રેરક પ્રતિક્રિયાના DN ને બદલતું નથી (તેમજ DG, DU અને DS);

3) જો ઉત્પ્રેરક પ્રતિક્રિયા ઉલટાવી શકાય તેવું હોય, તો ઉત્પ્રેરક સંતુલનને અસર કરતું નથી, સંતુલન સ્થિરતા અને સિસ્ટમના ઘટકોની સંતુલન સાંદ્રતાને બદલતું નથી. તે આગળ અને વિપરીત બંને પ્રતિક્રિયાઓને સમાન રીતે વેગ આપે છે, તેથી સંતુલન સુધી પહોંચવાનો સમય ઝડપી બનાવે છે.

દેખીતી રીતે, ઉત્પ્રેરકની હાજરીમાં, પ્રતિક્રિયાની સક્રિયકરણ ઊર્જા DE k ના પ્રમાણમાં ઘટે છે કારણ કે પ્રતિક્રિયા દર સ્થિરાંક (સમીકરણ 5.10) માટે અભિવ્યક્તિમાં સક્રિયકરણ ઊર્જા શામેલ છે નકારાત્મક સૂચકડિગ્રી, તો પછી E a માં એક નાનો ઘટાડો પણ પ્રતિક્રિયા દરમાં ખૂબ મોટી વૃદ્ધિનું કારણ બને છે: .

E a ને ઘટાડવા પર ઉત્પ્રેરકની અસર હાઇડ્રોજન આયોડાઇડની વિઘટન પ્રતિક્રિયાના ઉદાહરણ દ્વારા સમજાવી શકાય છે:

2HI = H 2 + I 2 .

આમ, વિચારણા હેઠળની પ્રતિક્રિયા માટે, ઊર્જામાં ઘટાડો

63 kJ દ્વારા સક્રિયકરણ, એટલે કે. 1.5 ગણો, 500 K પર પ્રતિક્રિયા દરમાં 10 6 ગણાથી વધુના વધારાને અનુરૂપ છે.

એ નોંધવું જોઈએ કે ઉત્પ્રેરક પ્રતિક્રિયા k 0 1 નું પૂર્વ-ઘાતાંકીય પરિબળ k 0 ની બરાબર નથી અને સામાન્ય રીતે ઘણું નાનું હોય છે, જો કે, દરમાં અનુરૂપ ઘટાડો E a ને કારણે તેના વધારાને વળતર આપતું નથી.

ઉદાહરણ 5.ઉત્પ્રેરકની ગેરહાજરીમાં ચોક્કસ પ્રતિક્રિયાની સક્રિયકરણ ઊર્જા 75.24 kJ/mol છે, અને ઉત્પ્રેરક સાથે - 50.14 kJ/mol. ઉત્પ્રેરકની હાજરીમાં પ્રતિક્રિયા દર કેટલી વખત વધે છે જો પ્રતિક્રિયા 25 0 C પર આગળ વધે છે, અને ઉત્પ્રેરકની હાજરીમાં પૂર્વ-ઘાતાંકીય પરિબળ 10 ગણો ઘટે છે.

ઉકેલ.ચાલો Ea દ્વારા ઉત્પ્રેરક વિના પ્રતિક્રિયાની સક્રિયકરણ ઉર્જા દર્શાવીએ અને Ea 1 દ્વારા ઉત્પ્રેરકની હાજરીમાં; અમે અનુરૂપ પ્રતિક્રિયા દર સ્થિરાંકોને k અને k 1 દ્વારા દર્શાવીએ છીએ. આર્હેનિયસ સમીકરણ (5.9) (વિભાગ 5.3 જુઓ) નો ઉપયોગ કરીને અને k 0 1 /k 0 = 10 લેવાથી, આપણે શોધીએ છીએ:

અહીંથી

અંતે આપણે શોધીએ છીએ:

આમ, ઉત્પ્રેરક દ્વારા સક્રિયકરણ ઊર્જામાં 25.1 kJ નો ઘટાડો પ્રી-ઘાતાંકીય પરિબળમાં 10-ગણો ઘટાડો હોવા છતાં, પ્રતિક્રિયા દરમાં 2500 ગણો વધારો તરફ દોરી ગયો.

ઉત્પ્રેરક પ્રતિક્રિયાઓને ઉત્પ્રેરકના પ્રકાર અને પ્રતિક્રિયાના પ્રકાર અનુસાર વર્ગીકૃત કરવામાં આવે છે. ઉદાહરણ તરીકે, ઉત્પ્રેરક અને રીએજન્ટ્સના એકત્રીકરણની સ્થિતિ અનુસાર, ઉત્પ્રેરકને વિભાજિત કરવામાં આવે છે સજાતીય(ઉત્પ્રેરક અને રિએક્ટન્ટ એક તબક્કો બનાવે છે) અને વિજાતીય(ઉત્પ્રેરક અને રીએજન્ટ જુદા જુદા તબક્કામાં છે, ઉત્પ્રેરક અને રીએજન્ટ્સ વચ્ચે તબક્કાની સીમા છે).

સજાતીય ઉત્પ્રેરકનું ઉદાહરણ NO 2 (ઉત્પ્રેરક) ની હાજરીમાં ઓક્સિજન સાથે CO થી CO 2 નું ઓક્સિડેશન હોઈ શકે છે. ઉત્પ્રેરકની પદ્ધતિને નીચેની પ્રતિક્રિયાઓ દ્વારા દર્શાવી શકાય છે:

CO (g) + NO 2 (g) ® CO 2 (g) + NO (g) ,

2NO (g) + O 2 (g) ® 2NO 2 (g);

અને ઉત્પ્રેરક (NO 2) ફરીથી પ્રથમ પ્રતિક્રિયામાં ભાગ લે છે.

એ જ રીતે, SO 2 થી SO 3 ની ઓક્સિડેશન પ્રતિક્રિયા ઉત્પ્રેરિત કરી શકાય છે; "નાઈટ્રસ" પદ્ધતિ દ્વારા સલ્ફ્યુરિક એસિડના ઉત્પાદનમાં સમાન પ્રતિક્રિયાનો ઉપયોગ થાય છે.

વિજાતીય ઉત્પ્રેરકનું ઉદાહરણ Pt અથવા V 2 O 5 ની હાજરીમાં SO 2 માંથી SO 3 નું ઉત્પાદન છે:

SO 2 (g) + O 2 (g) ® SO 3 (g).

આ પ્રતિક્રિયાનો ઉપયોગ સલ્ફ્યુરિક એસિડ ("સંપર્ક" પદ્ધતિ) ના ઉત્પાદનમાં પણ થાય છે.

વિજાતીય ઉત્પ્રેરક (આયર્ન) નો ઉપયોગ નાઇટ્રોજન અને હાઇડ્રોજનમાંથી એમોનિયાના ઉત્પાદનમાં અને અન્ય ઘણી પ્રક્રિયાઓમાં પણ થાય છે.

વિજાતીય ઉત્પ્રેરકની કાર્યક્ષમતા સામાન્ય રીતે સજાતીય ઉત્પ્રેરક કરતા ઘણી વધારે હોય છે. સજાતીય ઉત્પ્રેરકના કિસ્સામાં ઉત્પ્રેરક પ્રતિક્રિયાઓનો દર તેની સાંદ્રતા પર આધાર રાખે છે, અને વિજાતીય ઉત્પ્રેરકના કિસ્સામાં, તેના ચોક્કસ સપાટી વિસ્તાર (એટલે ​​​​કે, વિખેરાઈ) પર - તે જેટલું મોટું છે, તેટલી વધુ ઝડપ. બાદમાં એ હકીકતને કારણે છે કે ઉત્પ્રેરક પ્રતિક્રિયા ઉત્પ્રેરકની સપાટી પર થાય છે અને તેમાં સપાટી પરના રીએજન્ટ પરમાણુઓના શોષણ (ચોંટતા) ના તબક્કાઓનો સમાવેશ થાય છે; પ્રતિક્રિયા પૂર્ણ થયા પછી, તેના ઉત્પાદનો શોષાય છે. ઉત્પ્રેરકની સપાટીને વધારવા માટે, તેઓ કચડી અથવા મેળવવામાં આવે છે ખાસ રીતે, જેમાં ખૂબ જ બારીક પાવડર બને છે.

આપેલ ઉદાહરણો તે જ સમયે ઉદાહરણો છે રેડોક્સ ઉત્પ્રેરક.આ કિસ્સામાં, સંક્રમણ ધાતુઓ અથવા તેમના સંયોજનો (Mn 3+, Pt, Au, Ag, Fe, Ni, Fe 2 O 3, વગેરે) સામાન્ય રીતે ઉત્પ્રેરક તરીકે કાર્ય કરે છે.

એસિડ-બેઝ કેટાલિસિસમાંઉત્પ્રેરકની ભૂમિકા H +, OH - અને અન્ય સમાન કણો - એસિડિટી અને મૂળભૂતતાના વાહકો દ્વારા કરવામાં આવે છે. તેથી, હાઇડ્રોલિસિસ પ્રતિક્રિયા

CH 3 COOCH 3 + H 2 O CH 3 COOH + CH 3 OH

કોઈપણ ઉમેરતી વખતે લગભગ 300 વખત વેગ આપે છે મજબૂત એસિડ: HCl, HBr અથવા HNO3.

મહાન મૂલ્યઉત્પ્રેરક જૈવિક પ્રણાલીઓમાં થાય છે. આ કિસ્સામાં, ઉત્પ્રેરક કહેવામાં આવે છે એન્ઝાઇમઘણા ઉત્સેચકોની કાર્યક્ષમતા પરંપરાગત ઉત્પ્રેરક કરતા ઘણી વધારે છે. ઉદાહરણ તરીકે, એમોનિયામાં નાઇટ્રોજન ફિક્સેશનની પ્રતિક્રિયા માટે

N2 + 3H2 = 2NH3

ઉદ્યોગમાં, મેટલ ઓક્સાઇડ અને સલ્ફેટના ઉમેરા સાથે સ્પોન્જ આયર્નના સ્વરૂપમાં વિજાતીય ઉત્પ્રેરકનો ઉપયોગ થાય છે.

આ કિસ્સામાં, પ્રતિક્રિયા T » 700 K અને P » 30 MPa પર કરવામાં આવે છે. સમાન સંશ્લેષણ નોડ્યુલ્સમાં થાય છે leguminous છોડસામાન્ય ટી અને આર પર ઉત્સેચકોના પ્રભાવ હેઠળ.

ઉત્પ્રેરક પ્રણાલીઓ અશુદ્ધિઓ અને ઉમેરણો પ્રત્યે ઉદાસીન નથી. તેમાંના કેટલાક કેટાલિસિસની કાર્યક્ષમતામાં વધારો કરે છે, જેમ કે આયર્ન દ્વારા એમોનિયા સંશ્લેષણના ઉત્પ્રેરકના ઉપરના ઉદાહરણમાં. ઉત્પ્રેરક માટે આવા ઉમેરણો કહેવામાં આવે છે પ્રમોટર્સ(આયર્નમાં પોટેશિયમ અને એલ્યુમિનિયમ ઓક્સાઇડ). કેટલીક અશુદ્ધિઓ, તેનાથી વિપરીત, ઉત્પ્રેરક પ્રતિક્રિયાને દબાવી દે છે ("ઝેર" ઉત્પ્રેરક), આ ઉત્પ્રેરક ઝેર.ઉદાહરણ તરીકે, Pt ઉત્પ્રેરક પર SO 3 નું સંશ્લેષણ સલ્ફાઇડ સલ્ફર ધરાવતી અશુદ્ધિઓ માટે ખૂબ જ સંવેદનશીલ છે; સલ્ફર પ્લેટિનમ ઉત્પ્રેરકની સપાટીને ઝેર આપે છે. તેનાથી વિપરીત, V 2 O 5 પર આધારિત ઉત્પ્રેરક આવી અશુદ્ધિઓ પ્રત્યે સંવેદનશીલ નથી; વેનેડિયમ ઓક્સાઇડ પર આધારિત ઉત્પ્રેરક વિકસાવવાનું સન્માન રશિયન વૈજ્ઞાનિક જી.કે. બોરેસ્કોવ.

તાપમાન પર રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાના દરની અવલંબન વેન્ટ હોફ નિયમ દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે.

ડચ રસાયણશાસ્ત્રી વાન હોફ જેકબ હેન્ડ્રીક, સ્ટીરિયોકેમિસ્ટ્રીના સ્થાપક, 1901 માં રસાયણશાસ્ત્રમાં પ્રથમ નોબેલ પારિતોષિક વિજેતા બન્યા હતા. રાસાયણિક ગતિશીલતા અને ઓસ્મોટિક દબાણના નિયમોની શોધ માટે તેને એનાયત કરવામાં આવ્યો હતો. વેન્ટ હોફે અવકાશી બંધારણનો ખ્યાલ રજૂ કર્યો રસાયણો. તેમને વિશ્વાસ હતો કે ભૌતિક અને ગાણિતિક પદ્ધતિઓનો ઉપયોગ કરીને રસાયણશાસ્ત્રમાં મૂળભૂત અને લાગુ સંશોધનમાં પ્રગતિ પ્રાપ્ત કરી શકાય છે. પ્રતિક્રિયા દરનો સિદ્ધાંત વિકસાવ્યા પછી, તેણે રાસાયણિક ગતિશાસ્ત્ર બનાવ્યું.

રાસાયણિક પ્રતિક્રિયા દર

તેથી, રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓના ગતિશાસ્ત્ર એ ઘટનાના દર, પ્રતિક્રિયા પ્રક્રિયા દરમિયાન કઈ રાસાયણિક ક્રિયાપ્રતિક્રિયા થાય છે અને વિવિધ પરિબળો પર પ્રતિક્રિયાઓની અવલંબનનો અભ્યાસ છે. વિવિધ પ્રતિક્રિયાઓની ઘટનાના દર અલગ અલગ હોય છે.

રાસાયણિક પ્રતિક્રિયા દરપ્રતિક્રિયામાં પ્રવેશતા રસાયણોની પ્રકૃતિ પર સીધો આધાર રાખે છે. કેટલાક પદાર્થો, જેમ કે NaOH અને HCl, સેકન્ડના અપૂર્ણાંકમાં પ્રતિક્રિયા કરી શકે છે. અને કેટલીક રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓ વર્ષો સુધી ચાલે છે. આવી પ્રતિક્રિયાનું ઉદાહરણ લોખંડનો કાટ છે.

પ્રતિક્રિયાનો દર પણ રિએક્ટન્ટ્સની સાંદ્રતા પર આધારિત છે. રીએજન્ટ્સની સાંદ્રતા જેટલી વધારે છે, પ્રતિક્રિયા દર વધારે છે. પ્રતિક્રિયા દરમિયાન, રીએજન્ટ્સની સાંદ્રતા ઘટે છે, તેથી, પ્રતિક્રિયા દર ધીમો પડી જાય છે. એટલે કે, પ્રારંભિક ક્ષણે ગતિ હંમેશા પછીની કોઈપણ ક્ષણ કરતાં વધુ હોય છે.

V = (C અંત - શરૂઆતથી)/(t અંત - t શરૂઆત)

રીએજન્ટ સાંદ્રતા ચોક્કસ સમય અંતરાલો પર નક્કી કરવામાં આવે છે.

વેન્ટ હોફનો નિયમ

એક મહત્વપૂર્ણ પરિબળ જેના પર પ્રતિક્રિયાઓનો દર આધાર રાખે છે તે તાપમાન છે.

બધા અણુઓ અન્ય લોકો સાથે અથડાય છે. પ્રતિ સેકન્ડની અસરોની સંખ્યા ઘણી વધારે છે. પરંતુ, તેમ છતાં, રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓ ખૂબ ઝડપે થતી નથી. આવું થાય છે કારણ કે પ્રતિક્રિયા દરમિયાન પરમાણુઓ સક્રિય સંકુલમાં ભેગા થવા જોઈએ. અને માત્ર સક્રિય પરમાણુઓ કે જેમની ગતિ ઊર્જા આ માટે પૂરતી છે તે બનાવી શકે છે. ઓછી સંખ્યામાં સક્રિય પરમાણુઓ સાથે, પ્રતિક્રિયા ધીમે ધીમે આગળ વધે છે. જેમ જેમ તાપમાન વધે છે તેમ સક્રિય પરમાણુઓની સંખ્યામાં વધારો થાય છે. પરિણામે, પ્રતિક્રિયા દર વધારે હશે.

વેન્ટ હોફ માનતા હતા કે રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાનો દર એ એકમ સમય દીઠ પ્રતિક્રિયા આપતા પદાર્થોની સાંદ્રતામાં કુદરતી ફેરફાર છે. પરંતુ તે હંમેશા એકસમાન હોતું નથી.

વેન્ટ હોફનો નિયમ જણાવે છે કે તાપમાનમાં દર 10° વધારા સાથે, રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાનો દર 2-4 ગણો વધે છે .

ગાણિતિક રીતે, વાન હોફનો નિયમ આના જેવો દેખાય છે:

જ્યાં વી 2 ટી 2, એ વી 1 - તાપમાન પર પ્રતિક્રિયા દર ટી 1 ;

ɣ - પ્રતિક્રિયા દરનું તાપમાન ગુણાંક. આ ગુણાંક એ તાપમાન પર દર સ્થિરતાનો ગુણોત્તર છે t+10અને t.

તેથી, જો ɣ = 3, અને 0 o C પર પ્રતિક્રિયા 10 મિનિટ ચાલે છે, પછી 100 o C પર તે માત્ર 0.01 સેકન્ડ ચાલશે. રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાના દરમાં તીવ્ર વધારો એ વધતા તાપમાન સાથે સક્રિય પરમાણુઓની સંખ્યામાં વધારો દ્વારા સમજાવવામાં આવે છે.

વેન્ટ હોફનો નિયમ માત્ર 10-400 o Cની તાપમાન શ્રેણીમાં જ લાગુ પડે છે. પ્રતિક્રિયાઓ જેમાં મોટા અણુઓ ભાગ લે છે તે વેન્ટ હોફના નિયમનું પાલન કરતા નથી.

સામૂહિક ક્રિયાનો કાયદો સંતુલન પર રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓમાં પ્રતિક્રિયા આપતા પદાર્થોના સમૂહ વચ્ચેનો સંબંધ સ્થાપિત કરે છે. સામૂહિક કાર્યવાહીનો કાયદો 1864-1867 માં ઘડવામાં આવ્યો હતો. કે. ગુલ્ડબર્ગ અને પી. વેજ. આ કાયદા અનુસાર, પદાર્થો જે દરે એકબીજા સાથે પ્રતિક્રિયા આપે છે તે તેમની સાંદ્રતા પર આધારિત છે. રાસાયણિક પ્રક્રિયાઓની વિવિધ ગણતરીઓમાં સામૂહિક ક્રિયાના કાયદાનો ઉપયોગ થાય છે. પ્રતિક્રિયાશીલ પદાર્થોની સાંદ્રતાના આપેલ ગુણોત્તર પર વિચારણા હેઠળની પ્રતિક્રિયાનો સ્વયંસ્ફુરિત અભ્યાસક્રમ કઈ દિશામાં શક્ય છે તે પ્રશ્નને હલ કરવાનું શક્ય બનાવે છે, ઇચ્છિત ઉત્પાદનનું શું ઉપજ મેળવી શકાય છે.

પ્રશ્ન 18. વેન્ટ હોફનો નિયમ.

વેન્ટ હોફનો નિયમ એ એક પ્રયોગમૂલક નિયમ છે જે પ્રથમ અંદાજ તરીકે, નાની તાપમાન શ્રેણી (સામાન્ય રીતે 0 °C થી 100 °C સુધી) માં રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાના દર પર તાપમાનની અસરનો અંદાજ લગાવવા માટે પરવાનગી આપે છે. ઘણા પ્રયોગોના આધારે વેન્ટ હોફે નીચેનો નિયમ ઘડ્યો: તાપમાનમાં દર 10 ડિગ્રીના વધારા સાથે, સજાતીય પ્રાથમિક પ્રતિક્રિયાનો દર બે થી ચાર ગણો વધે છે. આ નિયમનું વર્ણન કરતું સમીકરણ છે:

V = V0 * Y(T2 − T1) / 10

જ્યાં V એ આપેલ તાપમાન (T2) પર પ્રતિક્રિયા દર છે, V0 એ તાપમાન T1 પર પ્રતિક્રિયા દર છે, Y એ પ્રતિક્રિયાનો તાપમાન ગુણાંક છે (જો તે 2 ની બરાબર છે, ઉદાહરણ તરીકે, તો પ્રતિક્રિયા દર 2 ગણો વધશે. જ્યારે તાપમાન 10 ડિગ્રી વધે છે).

તે યાદ રાખવું જોઈએ કે વેન્ટ હોફના નિયમમાં લાગુ થવાનો મર્યાદિત અવકાશ છે. ઘણી પ્રતિક્રિયાઓ તેનું પાલન કરતી નથી, ઉદાહરણ તરીકે, ઉચ્ચ તાપમાને થતી પ્રતિક્રિયાઓ, ખૂબ જ ઝડપી અને ખૂબ જ ધીમી પ્રતિક્રિયાઓ. વેન્ટ હોફનો નિયમ જૈવિક પ્રણાલીઓમાં પ્રોટીન જેવા જથ્થાબંધ અણુઓ સાથે સંકળાયેલી પ્રતિક્રિયાઓને પણ લાગુ પડતો નથી. પ્રતિક્રિયા દરની તાપમાન અવલંબન એરેનિયસ સમીકરણ દ્વારા વધુ યોગ્ય રીતે વર્ણવવામાં આવે છે.

V = V0 * Y(T2 − T1) / 10

પ્રશ્ન 19. સક્રિયકરણ ઊર્જા.

સક્રિયકરણ ઊર્જારસાયણશાસ્ત્ર અને જીવવિજ્ઞાનમાં, પ્રતિક્રિયા થાય તે માટે સિસ્ટમને (રસાયણશાસ્ત્રમાં જ્યુલ્સમાં દર્શાવવામાં આવે છે) એ ન્યૂનતમ ઊર્જા પૂરી પાડવી જોઈએ. આ શબ્દ 1889 માં સ્વાંતે ઓગસ્ટ આર્હેનિયસ દ્વારા રજૂ કરવામાં આવ્યો હતો. પ્રતિક્રિયા ઊર્જા માટે લાક્ષણિક હોદ્દો Ea છે.

ભૌતિકશાસ્ત્રમાં સક્રિયકરણ ઊર્જા એ ન્યૂનતમ ઊર્જા છે જે દાતાની અશુદ્ધતાના ઇલેક્ટ્રોનને વહન બેન્ડમાં પ્રવેશવા માટે પ્રાપ્ત થવી જોઈએ.

થિયરી ઓફ એક્ટિવ કોલીશન્સ (TAC) તરીકે ઓળખાતા રાસાયણિક મોડલમાં, પ્રતિક્રિયા થવા માટે ત્રણ શરતો જરૂરી છે:

પરમાણુઓ અથડાતા હોવા જોઈએ. આ એક મહત્વપૂર્ણ સ્થિતિ છે, પરંતુ તે પર્યાપ્ત નથી, કારણ કે અથડામણથી પ્રતિક્રિયા થાય તે જરૂરી નથી.

પરમાણુઓમાં જરૂરી ઊર્જા (સક્રિયકરણ ઊર્જા) હોવી આવશ્યક છે. રાસાયણિક પ્રતિક્રિયા દરમિયાન, ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરતા અણુઓ મધ્યવર્તી સ્થિતિમાંથી પસાર થવા જોઈએ, જેમાં વધુ ઊર્જા હોઈ શકે છે. એટલે કે, પરમાણુઓએ ઊર્જા અવરોધને દૂર કરવો જોઈએ; જો આ ન થાય, તો પ્રતિક્રિયા શરૂ થશે નહીં.

પરમાણુઓ એકબીજાની તુલનામાં યોગ્ય રીતે લક્ષી હોવા જોઈએ.

નીચા (ચોક્કસ પ્રતિક્રિયા માટે) તાપમાને, મોટાભાગના પરમાણુઓમાં સક્રિયકરણ ઊર્જા કરતાં ઓછી ઊર્જા હોય છે અને તે ઊર્જા અવરોધને દૂર કરવામાં અસમર્થ હોય છે. જો કે, પદાર્થમાં હંમેશા વ્યક્તિગત પરમાણુઓ હશે જેની ઊર્જા સરેરાશ કરતા નોંધપાત્ર રીતે વધારે છે. નીચા તાપમાને પણ મોટાભાગની પ્રતિક્રિયાઓ થતી રહે છે. તાપમાનમાં વધારો તમને ઊર્જા અવરોધને દૂર કરવા માટે પૂરતી ઊર્જા સાથે પરમાણુઓના પ્રમાણને વધારવા માટે પરવાનગી આપે છે. આ પ્રતિક્રિયા ગતિમાં વધારો કરે છે.

ગાણિતિક વર્ણન

એરેનિયસ સમીકરણ સક્રિયકરણ ઊર્જા અને પ્રતિક્રિયા દર વચ્ચેનો સંબંધ સ્થાપિત કરે છે:

k એ પ્રતિક્રિયા દર સ્થિર છે, A એ પ્રતિક્રિયા માટેનું આવર્તન પરિબળ છે, R એ સાર્વત્રિક ગેસ સ્થિરાંક છે, T એ કેલ્વિનમાં તાપમાન છે.

જેમ જેમ તાપમાન વધે છે તેમ, ઊર્જા અવરોધને દૂર કરવાની સંભાવના વધે છે. સામાન્ય નિયમ: તાપમાનમાં 10K નો વધારો પ્રતિક્રિયા દરને બમણી કરે છે

સંક્રમણ સ્થિતિ

ઉત્પ્રેરકની હાજરી અને ગેરહાજરીમાં સક્રિયકરણ ઊર્જા (Ea) અને પ્રતિક્રિયા (ΔH) ની એન્થાલ્પી (એન્ટ્રોપી) વચ્ચેનો સંબંધ. ઉર્જાનો સર્વોચ્ચ બિંદુ ઊર્જા અવરોધનું પ્રતિનિધિત્વ કરે છે. ઉત્પ્રેરકની હાજરીમાં, પ્રતિક્રિયા શરૂ કરવા માટે ઓછી ઊર્જાની જરૂર પડે છે.

સંક્રમણ અવસ્થા એ સિસ્ટમની સ્થિતિ છે જેમાં જોડાણનો વિનાશ અને સર્જન સંતુલિત છે. સિસ્ટમ ટૂંકા સમય માટે સંક્રમણ સ્થિતિમાં છે (10-15 સે). સિસ્ટમને સંક્રમણ સ્થિતિમાં લાવવા માટે જે ઉર્જાનો વ્યય થવો જોઈએ તેને સક્રિયકરણ ઊર્જા કહેવાય છે. મલ્ટિસ્ટેપ પ્રતિક્રિયાઓમાં જેમાં અનેક સંક્રમણ અવસ્થાઓનો સમાવેશ થાય છે, સક્રિયકરણ ઊર્જા ઉચ્ચતમ ઊર્જા મૂલ્યને અનુરૂપ હોય છે. સંક્રમણ અવસ્થા પર કાબુ મેળવ્યા પછી, અણુઓ જૂના બોન્ડના વિનાશ અને નવાની રચના સાથે અથવા મૂળ બોન્ડના રૂપાંતર સાથે ફરીથી વેરવિખેર થાય છે. બંને વિકલ્પો શક્ય છે, કારણ કે તે ઊર્જાના પ્રકાશન સાથે થાય છે (આ આકૃતિમાં સ્પષ્ટપણે દૃશ્યમાન છે, કારણ કે બંને સ્થિતિ સક્રિયકરણ ઊર્જા કરતાં ઊર્જાસભર રીતે ઓછી છે). એવા પદાર્થો છે જે આપેલ પ્રતિક્રિયા માટે સક્રિયકરણ ઊર્જા ઘટાડી શકે છે. આવા પદાર્થોને ઉત્પ્રેરક કહેવામાં આવે છે. જીવવિજ્ઞાનીઓ આવા પદાર્થોને ઉત્સેચકો કહે છે. રસપ્રદ વાત એ છે કે, ઉત્પ્રેરક આમ પોતે તેમાં ભાગ લીધા વિના પ્રતિક્રિયાને ઝડપી બનાવે છે.