- Podstawowe aspekty
- Czym są c
- Co to jest energia aktywacji?
- Teoria zderzeń i szybkość reakcji
- Specyficzna stała szybkości reakcji (k)
- Bibliografia
Teorii kolizji uwidacznia zasadę , że każda reakcja chemiczna jest wytwarzany dzięki cząsteczek, atomów i jonów reagentów biorących udział zderzają się ze sobą.
Zderzenie między gatunkami nie zawsze będzie takie samo. Zależy to od stężenia i rodzaju odczynnika, z którym pracujesz.
Wraz ze wzrostem stężenia reagentów wzrasta liczba wstrząsów. Odwrotnie stanie się, gdy stężenie się zmniejszy.
Dzieje się tak, ponieważ im wyższe stężenie reagentów, tym większa liczba atomów i większe zderzenia między sobą.
Jednak nie wszystkie zderzenia są skuteczne i dlatego nie wszystkie reagujące cząsteczki będą generować produkty.
Gdyby tak było, wszystkie reakcje między cieczami lub rozpuszczonymi substancjami byłyby niezwykle szybkie, ponieważ w tych stanach występuje większe zderzenie między cząsteczkami.
W rzeczywistości niewiele reakcji zachodzi przy dużych prędkościach. Wiele reakcji przebiega powoli, ponieważ większość powstałych kolizji jest nieskuteczna.
Podstawowe aspekty
Aby kolizje były jak najbardziej efektywne, muszą istnieć tzw. Kolizje efektywne.
Czym są c
Są to wstrząsy, które generują produkty w wyniku reakcji. Te kolizje są generowane, jeśli spełnione są dwa ważne aspekty.
Po pierwsze, aby interakcja była odpowiednia, kierunek między zderzającymi się cząsteczkami musi być prawidłowy.
Po drugie, musi istnieć wystarczająca minimalna energia (energia aktywacji) między reagującymi gatunkami w momencie zderzenia.
Ta energia przerwie istniejące wiązania i utworzy nowe, ponieważ wszystkie reakcje wymagają dostawy energii do tworzenia produktów.
Co to jest energia aktywacji?
Według szwedzkiego naukowca Svante Arrheniusa energia aktywacji to ilość energii, która przekracza średni poziom energii, jaki muszą mieć reagenty, aby reakcja mogła się rozwinąć i uzyskać produkty.
Teoria zderzeń i szybkość reakcji
Teoria zderzeń jest bezpośrednio związana z kinetyką chemiczną reakcji.
Szybkość reakcji jest wyrażana jako „-r” i ma związek z szybkością, z jaką dowolny odczynnik jest przekształcany w jednostce czasu i objętości.
Znak ujemny (-) wynika ze zużycia odczynnika. Innymi słowy, jest to szybkość, z jaką reagent jest zużywany w celu utworzenia produktów.
W przypadku nieodwracalnej reakcji, w przypadku której oczekuje się, że cały reagent stanie się produktem, równanie szybkości reakcji będzie wyglądać następująco: -r = k * C ^ a
W tym wzorze „k” jest stałą szybkości reakcji i jest niezależne. Ze swojej strony „C” jest stężeniem odczynników.
Im wyższe stężenie, tym większa kolizja i wyższa prędkość reakcji.
Specyficzna stała szybkości reakcji (k)
Wzór na tę stałą to k = A * e ^ (E / R * T)
„A” jest współczynnikiem częstotliwości i ma te same jednostki co „k”. „E” to energia aktywacji niezbędna do zaistnienia zderzenia, „R” to uniwersalna stała gazowa, a „T” to temperatura robocza.
Bibliografia
- Szybkość reakcji: Teoria zderzeń. Dostępne pod adresem: quimicaparaingenieros.com. Źródło 17 grudnia 2017 r.
- Teoria zderzeń. . Dostępne pod adresem: 100ciaquimica.net. Źródło 17 grudnia 2017 r.
- Teoria zderzeń. . Dostępne pod adresem: es.wikipedia.org. Źródło 17 grudnia 2017 r.
- PERRY, R. (1996) «Podręcznik inżyniera chemika». Szósta edycja. Wydawnictwo McGraw-Hill. Meksyk. Odwiedzone strony: 4-4; 4-5.