Jak temperatura wpływa na szybkość reakcji chemicznej

Większa część produktów spożywczych psuje się szybciej, kiedy temperatura otoczenia jest wyższa od temperatury pokojowej. Związane jest to z procesami biochemicznymi, jakie zachodzą w żywności. W temperaturze $25 ° C$ procesy te zachodzą dużo szybciej niż w temperaturze $- 4 ° C$ . Chłodzenie opóźnia wzrost bakterii w produktach spożywczych poprzez zmniejszenie szybkości reakcji biochemicznych, które umożliwiają bakteriom namnażanie się.

Podobnie jest w chemii – reakcje chemiczne zachodzą szybciej w podwyższonej temperaturze. Zależność temperaturową określa reguła van’t Hoffa. Jego doświadczenie udowodniło, że przy wzroście temperatury $10 K$ , szybkość reakcjiszybkość reakcji chemicznejszybkość reakcji rośnie od dwóch do czterech razy i maleje tyle samo razy po obniżeniu temperatury o $10 K$ .

\frac{V_{2}}{V_{1}} = γ^{\frac{Δ T}{10}}

gdzie:

$Δ T = T_{2} - T_{1}$ ;
$V_{1}$ – szybkość reakcji przebiegającej w temperaturze $T_{1}$ ;
$V_{2}$ – szybkość reakcji przebiegającej w temperaturze $T_{2}$ ;
$γ$ – współczynnik temperaturowy.

Reguła ta ma jednak charakter przybliżony – czasami stwierdza się odchylenia. Wartość współczynnika temperaturowego może być przyjęta za stałą tylko w określonym przedziale temperatur.

W 1889 r. szereg badań, analizujących wpływ temperatury na szybkość reakcji, przeprowadził Svante Arrhenius [arẹ:niüs]. Na podstawie wcześniejszych badań van’t Hoffa i analiz doświadczalnych, opracował równanie, które określa zmianę wartości stałej szybkości reakcji $k$ od temperatury. Równanie to jest nazwane równaniem Arrheniusa i przyjmuje postać:

\ln k = \ln A - \frac{E_{α}}{R T}

$\ln$ – funkcja logarytmufunkcja logarytmicznafunkcja logarytmu naturalnego;
$k$ – stała szybkości reakcji chemicznej;
$A$ – czynnik przedwykładniczy (czynnik częstości zderzeń);
$E_{a}$ – energia aktywacji reakcji chemicznej $[\frac{J}{mol}]$ ;
$R$ – stała gazowa $R = 8,3144621 (75)$ $[\frac{J}{mol \cdot K}]$ ;
$T$ – temperatura $[K]$ .

RJd69z4pF3h5C

Wykres zależności logarytmu naturalnego z k od odwrotności temperatury. Oś pionowa opisana jest l n k, zaś oś pozioma jeden przez T, co wyrażone jest jednostce Kelwin do potęgi minus pierwszej. Wykres stanowi prosta biegnąca od punktu leżącego na osi pionowej, w jej górnym fragmencie w kierunku osi poziomej, a dokładniej jej fragmentu znajdującego się w prawej części ilustracji. Omawiana prosta jest nachylona do osi poziomej pod kątem alfa. Kąt zaznaczono pomiędzy prostą i przerywaną linię równoległą do osi poziomej i przecinającą oś pionową pod kątem prostym. Kąt znajduje się po prawej stronie prostej i nad linią przerywaną. Równanie prostej jest następujące: <math aria‑label="tangens alfa">tgα równa się -EaR. — Wykres zależności ln k od odwrotności temperatury
Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Wykres przedstawia zależność logarytmu stałej szybkości reakcji od odwrotności temperatury, w której została wyznaczona stała. Otrzymana linia prosta posiada charakterystyczne dla danej reakcji nachylenie. Nachylenie linii jest równe $- \frac{E_{a}}{R}$ , a punkt przecięcia z osią rzędnych wyznacza wartość lnA. Z wykresów tego typu można więc wyznaczyć doświadczalne wartości energii aktywacji ( $E_{a}$ ) oraz czynnik częstości zderzeń ( $A$ ). Obie te wielkości noszą wspólną nazwę – parametry Arrheniusa.

Na podstawie powyższego wykresu można stwierdzić kilka zależności, które są przydatne w praktyce.

Im energia aktywacjienergia aktywacjienergia aktywacji jest większa, tym trudniej zainicjować reakcję.
Jeśli energia aktywacji jest wysoka, reakcja przede wszystkim zależy od temperatury, więc do zapoczątkowania jej przebiegu wymagana jest znaczna ilość ciepła.
Jeśli energia aktywacji jest niska, szybkość reakcji wzrasta nieznacznie wraz z temperaturą, a reakcje te przebiegają ze znaczną szybkością w normalnych warunkach.
Jeżeli energia aktywacji jest równa zeru, oznacza to, że szybkość reakcji jest niezależna od temperatury.

Przewidywania tego typu są ważne np. w kontrolowaniu reakcji przemysłowych w celu zapobiegania potencjalnym katastrofom.

bg‑azure

Teoria zderzeń

Zależność wzrostu szybkości reakcji pod wpływem temperatury jest związana z teorią zderzeńteoria zderzeńteorią zderzeń. Odnosi się ona do reakcji chemicznych, zachodzących w fazie gazowej. Zgodnie z nią indywidua chemiczne (atomy/cząsteczki/jony) reagują ze sobą, kiedy się zderzają, a reakcja zachodzi tylko wtedy, gdy zderzające się indywidua posiadają energię kinetyczną przynajmniej równą energii aktywacji.

Tę teorię można porównać do zderzenia dwóch kul bilardowych. Gdy energia zderzenia jest niewielka, wówczas kule (czyli indywidua chemiczne) odbijają się od siebie (zderzenie nieefektywne). Jednak gdy ta energia przekroczy pewną wartość minimalną, kule mogą się roztrzaskać (wtedy powstają produkty), co w efekcie zaprowadzi do zajścia reakcji chemicznej (zderzenia efektywnego). Proces ten został zobrazowany na poniższym rysunku.

R1d62IlrJ7Mel

Ilustracja przedstawiająca schemat dotyczący zderzenia nieefektywnego, które wynika z braku wystarczającej energii oraz niewłaściwego ułożenia cząsteczek, oraz zderzenie efektywne, które prowadzi do powstania nowych związków chemicznych, czyli produktów reakcji. Cząsteczki reprezentowane są przez przylegające do siebie kulki, przy czym kulki niebieskie odpowiadają atomom azotu, a czerwone atomom tlenu. Zderzenia nieefektywne przedstawione na przykładzie dwóch równań reakcji zachodzących pomiędzy cząsteczką tlenku azotu NO oraz cząsteczkę ozonu O3. W pierwszym równaniu atom tlenu cząsteczki tlenku azotu uderza w środkowy atom tlenu cząsteczki ozonu, co nie pozwala na powstanie produktów, za strzałką znajdują się substraty reakcji. W drugim przypadku to atom azotu zderza się ze środkowym atomem tlenu cząsteczki ozonu, co również nie pozwala na powstanie produktów, za strzałką ponownie znajdują się substraty reakcji. Ponizej znajduje się równanie reprezentujące zderzenie efektywne również pomiędzy cząsteczką tlenku azotu NO oraz cząsteczkę ozonu O3. Za strzałką kompleks, w którzy atom azotu z cząsteczki tlenku zderza się ze skrajnym atomem tlenu w cząsteczce ozonu, co prowadzi do produktów reakcji chemicznej, którym są cząsteczka tlenku azotu NO2 składającego się z kulki niebieskiej i dwóch kulek czerwonych oraz cząsteczka tlenu O2 reprezentowana przez dwie stykające się kulki czerwone. — Na schemacie przedstawiono zderzenie nieefektywne, które wynika z braku wystarczającej energii oraz niewłaściwego ułożenia cząsteczek, oraz zderzenie efektywne, które doprowadziło do zajścia reakcji i powstania nowych związków chemicznych.
Źródło: GroMar Sp. z o.o. (na podstawie www.simply.science), licencja: CC BY-SA 3.0.

bg‑azure

Teoria kompleksu aktywnego

Drugą, bardziej zaawansowaną teorią tłumaczącą wzrost szybkości reakcji, jest teoria kompleksu aktywnegokompleks aktywnykompleksu aktywnego. Odnosi się ona zarówno do reakcji w roztworach, jak i w fazie gazowej. Na jej podstawie wiemy, że dwa indywidua, które zbliżają się do siebie, w momencie spotkania ulegają odkształceniu. Ich zderzenie może doprowadzić do utworzenia nietrwałego przejściowego układu, zwanego kompleksem aktywnym (można go przedstawić jako zespół atomów). Z kolei kompleks aktywny może przekształcić się w produkty lub rozpaść się na wyjściowe substraty.

R1R1W4Q2tn9AD

Ilustracja przedstawia schemat dotyczący teorii tworzenia się kompleksu aktywnego. Po lewej stronie, na górze znajduje się czerwona kula połączona z dwiema niebieskimi kulami, na dole - czerwona kula połączona z niebieską. Symbolizują one cząsteczki. Od cząsteczek poprowadzono strzałki do środka schematu, gdzie przedstawione jest zderzenie cząsteczek, co prowadzi do powstania kompleksu składającego się z trzech niebieskich kul i dwóch czerwonych. W wyniku reakcji powstają następujące produkty: u góry schematu połączone ze sobą dwie niebieskie kule, na dole schematu niebieska kula połączona z dwiema czerwonymi kulami. — Grafika przedstawiająca teorię tworzenia się kompleksu aktywnego
Źródło: GroMar Sp. z o.o. (na podstawie updatesapplications6.hatenablog.com), licencja: CC BY-SA 3.0.

Podczas wzrostu temperatury układu, wzrasta również średnia energia kinetyczna każdego ze składników. To powoduje, że indywidua poruszają się szybciej, dzięki czemu mają więcej energii przy każdym zderzeniu. Dodatkowo, szybciej poruszające się cząsteczki częściej zderzają się ze sobą w określonym czasie. Wzrost aktywności oraz energii powoduj szybsze zajście reakcji, a co za tym idzie – szybsze powstanie produktu końcowego. Szybkość praktycznie wszystkich reakcji rośnie wraz ze wzrostem temperatury. I odwrotnie: szybkość prawie wszystkich reakcji zmniejsza się wraz ze spadkiem temperatury.

Ciekawostka

Jak temperatura wpływa na szybkość oddychania w drożdżach?

Drożdże są używane do produkcji chleba, ponieważ oddziałują na jego wzrost. Dzięki nim dochodzi do fermentacji cukru, a w wyniku zachodzącej reakcji powstaje tlenek węgla(IV). Gdy temperatura jest podwyższona, reakcja ta zachodzi szybciej. Wzrost temperatury zwiększa tempo przemiany biochemicznej w drożdżach. Można to zobaczyć, jeśli się umieści ciepłą wodę w probówce, dodając do niej drożdże i mierząc wzrost ciśnienia (np. używając balonu – po kilku minutach można zauważyć napełnianie balonu).

pirogronian + H_{3} O^{+} \to dekarboksylaza pirogronianowa \to acetaldehyd + {CO}_{2}

Proces ten jest wykorzystywany w przemyśle nie tylko do produkcji pieczywa, ale również do piwa czy wina.

R1e7Ezv6hTWn1

Zdjęcie przedstawia słoik, w którym znajduje się zaczyn z drożdży. Zaczyn jest jasnobrązowy, ma liczne bąbelki. — Zaczyn powstaje z drożdży, cukru, mąki i wody.
Źródło: dostępny w internecie: pixabay.com, domena publiczna.

Dla zainteresowanych

Ćwiczenie 1

Wykonaj doświadczenie, w którym zbadasz zależności szybkości procesu rozpuszczania od temperatury. Zanotuj obserwacje oraz wnioski.

Przygotuj:

trzy probówki;
sól kuchenną (nazwa systematyczna chlorek sodu, $NaCl$ );
zimną wodę;
wodę o temperaturze pokojowej;
gorącą wodę.

Instrukcja: do pierwszej probówki dodaj zimną wodę, do drugiej wodę w temperaturze pokojowej, a do trzeciej gorącą. Do każdej z nich wsyp taką samą ilość soli kuchennej.

Analizując ukazane przykłady, łatwo można stwierdzić, że zarówno w życiu codziennym, jak i w chemii, temperatura ma ogromny wpływ na przebieg reakcji chemicznych, czy – jak w przypadku rozpuszczalności – także procesów fizycznych. Kiedy jest wyższa, reakcje przebiegają szybciej, a kiedy niższa, tempo reakcji maleje.

Symulacja 1

Czy zastanawiasz się czasami, w jaki sposób temperatura wpływa na szybkość przebiegu niektórych reakcji? W poniższym doświadczeniu przedstawiono reakcję kwasu szczawiowego z manganianem( $VII$ ) potasu w obecności kwasu siarkowego( $VI$ ).

Zanotuj czas trwania tej reakcji w określonych temperaturach, a następnie wykonaj ćwiczenia zamieszczone pod symulacją.

Czy zastanawiasz się czasami, w jaki sposób temperatura wpływa na szybkość przebiegu niektórych reakcji? Zapoznaj się z opisem symulacji, w której przedstawiono reakcję kwasu szczawiowego z manganianem( $VII$ ) potasu w obecności kwasu siarkowego( $VI$ ), prowadzoną w różnych, określonych temperaturach. Następnie rozwiąż dołączone zadania.

Uwaga: Analizowana reakcja jest tzw. reakcją autokatalityczną, a więc taką, w której rolę katalizatora pełni jeden z powstających w jej wyniku produktów. W rozpatrywanej reakcji rolę katalizatora pełnią jony manganu( $II$ ). Początkowo, kiedy w układzie nie ma jonów ${Mn}^{2 +}$ , reakcja ta przebiega powoli, ale kiedy w układzie pojawią się wspomniane jony, szybkość reakcji zwiększa się.

RD3qnsl4v6SvE

Symulacja interaktywna pt. „Jak temperatura wpływa na szybkość reakcji chemicznej"

Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Podpowiedźgreenwhite

Szybkość reakcji chemicznej to zmiana stężenia reagentów (substratów lub produktów) w jednostce czasu.

Reguła van’t Hoffa określa wpływ temperatury na szybkość przebiegu reakcji i umożliwia obliczenie współczynnika temperaturowego. Zgodnie z tą regułą, szybkość reakcji wzrasta od $2$ do $4$ razy przy wzroście temperatury o $10 K$ i maleje tyle samo razy przy takim samym spadku temperatury. Warto jednak pamiętać, że reguła ta ma charakter przybliżony – czasami stwierdza się odchylenia. Wartość współczynnika temperaturowego może być przyjęta za stałą tylko w określonym przedziale temperatur.

\frac{V_{2}}{V_{1}} = γ^{\frac{Δ T}{10}}

gdzie:

$Δ T = T_{2} - T_{1}$ ;
$V_{1}$ – szybkość reakcji przebiegającej w temperaturze $T_{1}$ ;
$V_{2}$ – szybkość reakcji przebiegającej w temperaturze $T_{2}$ ;
$γ$ – współczynnik temperaturowy.

Instrukcja

Umieść w probówce po $2 {cm}^{3}$ wodnych roztworów manganianu( $VII$ ) potasu i kwasu siarkowego( $VI$ ), a następnie wstaw probówkę do łaźni wodnej. Po ogrzaniu zawartości probówki do wybranej temperatury wyjmij ją z łaźni i dodaj do niej $2 {cm}^{3}$ roztworu kwasu szczawiowego. Mierz czas reakcji od momentu dodania ostatniego reagenta do całkowitego odbarwienia roztworu. Uzyskany czas notuj np. w tabeli znajdującej się w Ćwiczeniu $1$ . Powtórz doświadczenie dla pozostałych dostępnych temperatur.

Wyniki doświadczenia

Temperatura $[° C]$	Czas trwania reakcji $[s]$
$20$	$160$
$30$	$120$
$40$	$54,8$
$50$	$26,9$
$60$	$14,0$
$70$	$6,6$
$3,0$	$160$

Ćwiczenie 2

Uzupełnij poniższą tabelę wpisując w puste rubryki czas trwania analizowanej reakcji we wskazanych temperaturach. Następnie narysuj wykres zależności czasu trwania reakcji od temperatury. Temperaturę wyraź w kelwinach.

Na podstawie analizy wykresu ustal w jaki sposób temperatura wpływa na szybkość reakcji kwasu szczawiowego z manganianem( $VII$ ) potasu w środowisku kwasowym.

RYrIl1b6cskqe

$0 ° C ≅ 273 K$

Ćwiczenie 2

R5k9erX6OLroz

Ćwiczenie 3

Wykorzystując odpowiednie dane dotyczące czasu trwania analizowanej reakcji w temperaturach od $40 ° C$ do $80 ° C$ , wyznacz temperaturowy współczynnik szybkości reakcji ( $γ$ ). Wynik zaokrąglij do liczby całkowitej.

Następnie odpowiedz na pytanie, w jaki sposób określona zmiana temperatury wpływa na szybkość reakcji kwasu szczawiowego z manganianem( $VII$ ) potasu w środowisku kwasowym.

R16AcaBGZdPzF

ROuUPLBZXAzBN1

W obliczeniach skorzystaj z zależności:

\frac{v_{1}}{v_{2}} = \frac{t_{1}}{t_{2}} = γ^{\frac{T_{2} - T_{1}}{10}}

gdzie $v_{1}$ i $v_{2}$ to szybkości reakcji przebiegających w temperaturach $T_{1}$ i $T_{2}$ , w czasie $t_{1}$ i $t_{2}$ .

Poniżej znajdują się przykładowe obliczenia. Zapoznaj się z nimi.

\frac{t_{1}}{t_{2}} = γ^{\frac{T_{2} - T_{1}}{10}}

\frac{26,9 s}{6,6 s} = γ^{\frac{70 ° C - 50 ° C}{10}} \Rightarrow 4,08 = γ^{2}

γ ≃ 2

Wzrost temperatury o $10 ° C$ powoduje około dwukrotny wzrost szybkości analizowanej reakcji.

Sprawdź, czy powyższa zależność jest spełniona dla poszczególnych pomiarów czasu trwania reakcji w temperaturach od $40 ° C$ do $80 ° C$ . Nie analizuj zmian szybkości reakcji w niższych temperaturach, ze względu na fakt, iż reakcja jest reakcją autokatalityczną.

Ćwiczenie 4

Stosując tzw. zapis jonowy skrócony, napisz równanie reakcji analizowanej w symulacji. Współczynniki stechiometryczne dobierz za pomocą bilansu jonowo‑elektronowego, z uwzględnieniem oddawanych lub pobieranych elektronów.

R1JQJcsE2lg8G

R1T6TR4wU77Kl

Produktami analizowanej reakcji chemicznej są siarczan( $VI$ ) manganu( $II$ ), woda oraz tlenek węgla( $IV$ ).

Bilans jonowo‑elektronowy:

{MnO}_{4}^{-} + 5 e^{-} + 8 H_{3} O^{+} \to {Mn}^{2 +} + 12 H_{2} O

{(COOH)}_{2} + 2 H_{2} O \to 2 {CO}_{2} + 2 e^{-} + 2 H_{3} O^{+}

Równanie reakcji (zapis jonowy skrócony):

2 {MnO}_{4}^{-} + 5 {(COOH)}_{2} + 6 H_{3} O^{+} \to 2 {Mn}^{2 +} + 10 {CO}_{2} + 14 H_{2} O

bg‑blue

Notatnik

R17TY7A3VUjRk

Źródło: Gromar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Wpływ stężenia reagentów na szybkość reakcji chemicznej

Czy rozdrobnienie substratów ma wpływ na szybkość reakcji chemicznej?

Teoria zderzeń

Teoria kompleksu aktywnego

Notatnik