Dalam kebanyakan kasus, laju reaksi kimia yang diamati meningkat dengan meningkatnya suhu, meskipun tingkat peningkatan ini sangat bervariasi dari reaksi ke reaksi.
Menurut aturan lama, kecepatan reaksi kira-kira dua kali lipat dengan setiap kenaikan suhu 10ºC (sayangnya aturan ini sangat mendekati sehingga hanya dapat digunakan dalam sejumlah kasus). Dalam hal persamaan laju, penyebab variasi laju reaksi dengan suhu terletak pada kenyataan bahwa konstanta laju k bervariasi dengan suhu.
Hubungan antara keduanya ditemukan pada tahun 1887 oleh ilmuwan Van’t Hoff dan secara independen pada tahun 1889 oleh Arrhenius. Yang terakhir melakukan studi ekstensif penerapannya dalam banyak reaksi.
Deskripsi kuantitatif variasi konstanta kesetimbangan suhu dijelaskan oleh persamaan Van’t Hoff.
Persamaannya adalah:
Mana (K p ) 1 adalah nilai konstanta kesetimbangan untuk tekanan pada T1 suhu dan (K p ) 2 adalah nilai konstanta yang sama tetapi pada suhu T 2 . R adalah konstanta gas ideal dan Hº adalah panas reaksi atau entalpi reaksi ketika reaktan dan produk dalam keadaan standar (untuk gas, tekanan 1 atm dan untuk larutan 1 mol L -1 , dalam kedua kasus diasumsikan perilaku ideal).
Persamaan Van’t Hoff biasa digunakan untuk menentukan nilai konstanta kesetimbangan pada temperatur tertentu dari nilai temperatur yang lain. Ini juga menawarkan cara untuk mendapatkan panas reaksi ketika konstanta kesetimbangan diketahui pada dua suhu.
Bentuk lain dari persamaan Van’t Hoff menggambarkan perubahan konstanta kesetimbangan menuju konsentrasi K c dengan suhu:
Perhatikan bahwa rumus ini mengandung U bukan Hº
Apakah persamaan Van’t Hoff terlihat familiar? Seharusnya, karena ini adalah versi umum terbaru dari persamaan Clapeyron yang menjelaskan variasi suhu sebagai fungsi tekanan uap. Tekanan uap cairan adalah konstanta kesetimbangan K p untuk proses:
Cair <===> Gas
Dalam hal ini ekspresi hukum aksi massa tidak memiliki penyebut karena reaktan I adalah cairan murni
Temuan lain dari Studi Van’t Hoff
Van’t Hoff memverifikasi hubungan kesamaan antara tekanan gas dan tekanan osmotik larutan encer. Berdasarkan pengalaman tekanan osmotik para sarjana Pfeffer, ditemukan kesamaan dengan hukum gas Boyle dan Charles:
“Tekanan osmotik suatu larutan sama dengan tekanan yang diberikan zat terlarut dalam keadaan gas, menempati volume yang sama dari larutan pada suhu yang sama.”
Oleh karena itu kita dapat menerapkan persamaan gas sempurna:
- V = nRT
p = tekanan osmotik
V = volume larutan
n = jumlah dalam mol zat terlarut
R = konstanta gas sempurna
t = suhu mutlak
Persamaan Tekanan Osmotik
di mana:
M = adalah konsentrasi dalam jumlah materi (mol / L)
R = konstanta gas sempurna
T = suhu mutlak
Untuk tekanan di atmosfer, nilai R akan menjadi 0,082 atm L. (mol. K) -1 . Dan untuk tekanan osmotik dalam milimeter air raksa, nilai R akan menjadi 62,3 mm Hg. L (mol. K) -1 .
Untuk larutan ionik, kita harus menggunakan faktor koreksi Van’t Hoff:
i = (q – 1) + 1
p = MRT. Saya
Karena tekanan osmotik tergantung pada konsentrasi partikel terdispersi, itu dianggap sebagai tekanan osmotik.
Kami menyebut larutan dengan tekanan osmotik yang sama dengan isotonik. Ketika larutan osmotik menyajikan perbedaan, mereka disebut anisotonik.
Larutan dengan tekanan osmotik tinggi disebut hipertonik dan larutan dengan tekanan osmotik rendah disebut hipotonik.
Faktor Koreksi Van’t Hoff
Perhatikan bahwa jumlah partikel terdispersi setara dengan jumlah molekul terlarut dikalikan dengan faktor koreksi Van’t Hoff yang diwakili oleh i.
N pd = N d . Saya
Menggunakan contoh sebelumnya kita memiliki:
190 = 100 . 1.9
Kemudian ditunjukkan bahwa:
I = 1 + (q – 1)
Di mana:
q = jumlah ion yang terbentuk pada ionisasi 1 molekul.
Masih pada contoh yang sama:
Pengamatan:
Jika = 0, yaitu zat terlarut tidak mengalami ionisasi, kita akan memiliki:
i = 1 + 0 (q – 1) = 1
Jika = 1, yaitu, semua molekul terionisasi, kita memiliki:
i = 1 + 1 (q – 1) = q