Energia aktywacji Orientacja cząsteczek Teoria zderzeń Równanie kinetyczne reakcji chemicznej Rząd reakcji chemicznej

Teoria zderzeń - równanie kinetyczne

Teoria zderzeń, klasyczna teoria kinetyki chemicznej, opracowana dla cząsteczek w fazie gazowej.

Zgodnie z tą teorią, aby reakcja zaszła musi dojść do zderzenia (kolizji) pomiędzy cząsteczkami (atomami, jonami, rodnikami) A i B (substraty).
Należy jednak pamiętać, że nie wszystkie zderzenia prowadzą do powstania nowej cząsteczki P (produkt).

Dwa kluczowe warunki, które muszą zostać spełnione, aby zderzenie było skuteczne (efektywne, aktywne):

warunek spełnienia energi minimalnej, czyli energia zderzenia cząsteczek substratów musi przekroczyć „progową” energię, zwaną energią aktywacji (Ea),
warunek spełnienia wymagań sferycznych, czyli zderzające się cząsteczki substratów muszą mieć odpowiednią orientację przestrzenną.

Definicja 1: Równanie kinetyczne

Szybkość reakcji chemicznej jest proporcjonalna do ilości zderzeń aktywnych zachodzących pomiędzy cząstkami (cząsteczkami, atomami).
Jeżeli w układzie zachodzi reakcja jednofazowa (homogeniczna):

\( aA + bB \rightarrow cC \)

gdzie:
A, B - substraty
C - produkt
a, b, c - współczynniki stechiometryczne reakcji chemicznej

to szybkość reakcji (r) w danej chwili jest proporcjonalna do iloczynu stężeń wszystkich cząsteczek, które biorą udział w reakcji. Tą zależność można zapisać w formie ogólnego równania kinetycznego reakcji chemicznej, które jest wyznaczane doświadczalnie i ma postać:

\( r=k[A]^x [B]^y \)

gdzie:
\( [A], [B] \) - stężenia molowe substratów w określonej chwili,
k - współczynnik proporcjonalności, stała szybkości reakcji, która ma charakaterystyczną wartość dla danej reakcji chemicznej i warunków w jakich zachodzi reakcja (zależy od temperatury), nie zależy od stężeń reagentów,

x, y - wyznaczone doświadczalnie wykładniki potęgowe.

Uwaga 1: Rząd rekacji

Wykładniki potęgowe w równaniu kinetycznym oznaczone symbolem x, y nazywają się rzędami reakcji w odniesieniu do poszczególnych reagentów A, B.

Ogólny rząd reakcji (całkowity rząd reakcji) n, to suma poszczególnych rzędów (x+y), czyli wykładników potęgowych przy stężeniach w równaniu kinetycznym

Przykład 1: Reakcje pierwszego (1) rzędu

Dla reakcji elementarnej jednocząsteczkowej (A → P gdzie A - substart, P - produkt), czyli takiej w której bierze udział jedna cząsteczka, szybkość reakcji chemicznej oznaczona doświadczalnie zmienia się wprost proporcjonalnie do stężenia jednego z reagujących substancji, równanie kinetyczne 1 rzędu przyjmuje postać:

\( r = k[A] \)

Dla reakcji rozkładu tlenku azotu(V) \( N_2O_5 \):
\( \ce{2N_2O_{5(g)}\rightarrow 4NO_{2(g)} + O_{2(g)}} \)
równanie kinetyczne ma postać:
\( \ce{r = k[N_2O_5]} \) czyli n = 1

Przykład 2: Reakcje drugiego (2) rzędu

Dla reakcji elementarnej dwucząsteczkowej (A + B → P lub A + A → P gdzie A, B - substraty, P - produkt), czyli takiej w której biorą udział dwie cząsteczki, szybkość reakcji chemicznej oznaczona doświadczalnie zmienia się wprost proporcjonalnie do iloczynu stężeń dwóch reagujących substancji (albo do kwadratu stężenia jednego z substratów), równanie kinetyczne 2 rzędu przyjmuje postać:

\( r = k[A][B] \)

\( r = k[A]^2 \)

Dla reakcji:
\( \ce{CH_3COOC_2H_5 + OH^-\rightarrow CH_3COO^- + C_2H_5OH} \)
równanie kinetyczne ma postać:
\( \ce{r = k[CH_3COOC_2H_5][OH^-]} \) czyli n = 2

Przykład 3: Reakcje zerowego (0) rzędu

W przypadku reakcji chemicznej (A → P), w której szybkość reakcji chemicznej nie zależy od stężenia reagentów (rzadko spotykane) równanie kinetyczne można zapisać w postaci:

\( r = k[A]^0 = k \)

Dla reakcje fotochemicznej, synteza chlorowodoru \( \ce{(HCl)} \):
\( \ce{H_{2(g)} + Cl_{2(g)}\rightarrow 2HCl_{(g)}} \)
równanie kinetyczne ma postać:
\( \ce{r = k[H_2]^0[Cl_2]^0 = k} \) czyli n = 0

Uwaga 2:

Reakcje elementarne są najczęściej pierwszo (1), drugo (2) rzędowe, rzadziej trzecio (3) rzędowe, ponieważ prawdopodobieństwo zderzenia pomiędzy większą ilością molekuł jest bardzo małe.

Temat:
Opis:
Typ:

Email: