Az aktív ütközés elmélete
Mennyiségi függését sebességi állandóit a hőmérsékletet választ először javasolta is Ya.Vant Hoff (1887), mint egy isochore izobár egyenletek és kémiai reakciók (lásd. P. 4.5.2).
Ezt az elképzelést S. Arrenius (1889) kifejlesztette, aki felfedezte, hogy a reakciók sebességének hőmérsékletfüggését az alábbi egyenlet írja le:
ahol k - sebességi állandója, e - a bázis a természetes logaritmus, R - Sal uni-értékű gázállandó, T - a hőmérséklet, és - a pre-exponenciális faktor, E * - aktiválási energia a reakció.
Az A és E mennyiségek fizikai jelentőségének tisztázása. amelyek az Arrhenius-egyenletben jelennek meg. először meg kell ismerni az aktív ütközés (ütközés) elméletének főbb rendelkezéseit (S. Arrenius és J. Vant-Hoff, 1880):
1) A molekulák közötti kémiai kölcsönhatás csak ütközéskor lehetséges.
2) Nem minden molekuláris ütközés kémiai interakcióhoz vezet, azaz produktív vagy, Arrhenius terminológiájában aktív. Van egy energiahatár. melyet csak a molekulák egy részének tudnak leküzdeni, és általában ez a teljes számuk nagyon kicsi része a rendszerben.
3) Az energiahatár létezésének oka a molekulák elektronhéjainak kölcsönös visszaszorítása, ahogy közelednek egymáshoz.
Ha két részecske egymástól nagyon nagy távolságra van egymástól, nincs köztük kölcsönhatás, és az ilyen rendszer potenciális energiája nulla. A részecskék közötti kisebb távolságokon vonzódnak egymáshoz, és csökken a rendszer potenciális energiája. A távolság további csökkenésével a molekulák elektronhéjainak visszataszító ereje észrevehetővé válik, és a potenciális energia jelentősen megnő. Ezért, a megközelítés a részecskék a távolság, ahol elektronok kezdik újraelosztó orbitálok (m. E. kémiai kölcsönhatás), ha a részecskék elég nagy mennyiségű kinetikai energia. A részecskék közötti repulzív erők az úgynevezett potenciális vagy energiahatárokat képviselik, és a kémiai kölcsönhatás csak akkor lehetséges, ha a megütköző molekulák képesek leküzdeni.
4) Annak érdekében, hogy a molekulák az ütközés során átlépjenek az energiahatáron, elég nagy sebességgel haladjanak egymás felé. Ehhez a szükséges sebességhez szükségünk van egy bizonyos energiára, az aktivációs energiának nevezünk. Az E * aktivációs energia az aktív molekulák felesleges energiája, összehasonlítva az inaktív vagy más módon az energiával, amelyet a molekuláknak rendelkezniük kell ahhoz, hogy kölcsönhatásba léphessenek. Az aktiválási energia SI-dimenziója J / mol.
5) Minél nagyobb a reakció aktiválási energiája, annál nagyobb az energiahatár, annál kevésbé képes leküzdeni a molekulák számát. Ezért minél nagyobb az E *. annál lassabb a reakció.
6) A hőmérséklet növekedésével a molekulák hõmozgásának mértéke növekszik, így az aktív molekulák töredéke növekszik. Más szavakkal, amikor a hőmérséklet emelkedik, a termikus aktiválás megtörténik. ami a reakciósebesség növekedéséhez vezet.
Visszatérve az Arrhenius-egyenlet, vegye figyelembe, hogy az érték az e - E * / RT ( „kitevő”) egyenlő a frakció aktív molekulákat felesleges energiát E * a belépő egy kémiai reakció, és az együttható A (a frekvencia faktor) egyenlő a teljes frekvencia közötti ütközések molekulák reagáló anyagok a reakciótérfogatban.
Az Arrhenius-egyenlet logaritmusa, egy olyan egyenes egyenletét kapjuk, amely nem halad át a származáson:
E * ln k = ln A - 2¾. RT
Megépítésével kísérleti adatok grafikonja ln k 1 / T (t. N. „Arrhenius függőség”) kiszámításához az aktiválási energia a vizsgált reakciója a lejtőn, amely ebben az esetben egyenlő -e * / R (ábra. 12,5).