Номер 1, страница 292 - гдз по химии 11 класс учебник Еремин, Кузьменко

Параграф 62. Зависимость скорости реакции от температуры. Глава 6. Теоретическое описание химических реакций - номер 1, страница 292.

Условие.

1. Что такое температурный коэффициент скорости; энергия активации?

Решение.

Решение 2.

Температурный коэффициент скорости

Температурный коэффициент скорости (часто обозначаемый греческой буквой гамма, $\gamma$) – это величина, которая показывает, во сколько раз увеличивается скорость химической реакции при повышении температуры на каждые 10 градусов Цельсия (или 10 Кельвинов).

Это понятие основано на эмпирическом правиле Вант-Гоффа, которое гласит, что для большинства реакций при повышении температуры на 10°C скорость реакции возрастает в 2-4 раза. Температурный коэффициент как раз и является этим множителем (то есть, $\gamma$ обычно находится в диапазоне от 2 до 4).

Зависимость скорости реакции от температуры, согласно правилу Вант-Гоффа, выражается следующей формулой:
$$ v_{T_2} = v_{T_1} \cdot \gamma^{\frac{T_2 - T_1}{10}} $$
где:
$v_{T_1}$ и $v_{T_2}$ – скорости реакции при начальной температуре $T_1$ и конечной температуре $T_2$ соответственно;
$\gamma$ – температурный коэффициент скорости.

Важно отметить, что правило Вант-Гоффа является приближенным и хорошо работает лишь в ограниченном интервале температур. Более точную зависимость скорости реакции от температуры описывает уравнение Аррениуса, которое связывает константу скорости с энергией активации.

Ответ: Температурный коэффициент скорости – это безразмерная величина, показывающая, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры системы на 10 градусов.

Энергия активации

Энергия активации ($E_a$) – это минимальная избыточная энергия, которую необходимо сообщить молекулам (или другим реагирующим частицам) по сравнению с их средней энергией, чтобы их столкновение привело к химическому превращению (реакции). Иными словами, это энергетический барьер, который должны преодолеть реагенты, чтобы превратиться в продукты.

Концепция была введена Сванте Аррениусом. Согласно теории активных столкновений, для протекания реакции необходимо, чтобы частицы не просто столкнулись, а столкнулись с достаточной энергией (не меньше энергии активации) и в правильной пространственной ориентации. Частицы, обладающие такой энергией, называются активными.

Энергию активации можно представить наглядно с помощью энергетической диаграммы реакции. Это разность между энергией активированного комплекса (переходного состояния) и средней энергией исходных веществ (реагентов).

Зависимость константы скорости реакции $k$ от энергии активации и температуры описывается уравнением Аррениуса:
$$ k = A \cdot e^{-\frac{E_a}{RT}} $$
где:
$k$ – константа скорости реакции;
$A$ – предэкспоненциальный множитель, учитывающий частоту и геометрию столкновений;
$e$ – основание натурального логарифма;
$E_a$ – энергия активации (в Дж/моль);
$R$ – универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/(моль·К));
$T$ – абсолютная температура (в Кельвинах).

Чем выше энергия активации, тем меньше доля активных молекул при данной температуре, и, следовательно, тем медленнее протекает реакция. Катализаторы увеличивают скорость реакции именно за счет снижения энергии активации, предоставляя альтернативный маршрут реакции с более низким энергетическим барьером.

Ответ: Энергия активации – это минимальное количество энергии, которое должны иметь реагирующие частицы, чтобы их столкновение привело к химической реакции; это энергетический барьер на пути от реагентов к продуктам.