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.
Szybkość reakcji chemicznej jest proporcjonalna do ilości zderzeń aktywnych zachodzących pomiędzy cząstkami (cząsteczkami, atomami).
Jeżeli w układzie zachodzi reakcja jednofazowa (homogeniczna):
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:
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,
Ogólny rząd reakcji (całkowity rząd reakcji) n, to suma poszczególnych rzędów (x+y), czyli wykładników potęgowych przy stężeniach w równaniu kinetycznym
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
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
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