Przeczytaj
O czym mówi teoria zderzeń aktywnych?
Informacja dla osób korzystających z czytnika.
Wszystkie przykładowe równania znajdujące się w całej lekcji składają się wielkich liter, gdzie: A, B to substraty, K katalizator, E energia aktywacji i kombinacje tych liter, które są opisane w legendach przy wykresach.
Badaniem szybkości reakcjiszybkości reakcji chemicznych i mechanizmówmechanizmów ich przebiegu zajmuje się kinetyka chemiczna. Dziedzina ta należy do działu chemii fizycznej i ma znaczenie zarówno teoretyczne, jak i praktyczne. Teoretyczne, ponieważ pozwala na analizę reakcji chemicznych i wyciąganie wniosków na ich temat. Praktyczne, ponieważ pozwala na projektowanie procesów technologicznych na skalę laboratoryjną i przemysłową. W jaki więc sposób zachodzą reakcje chemiczne?
Otóż zachodzą na skutek zderzenia efektywnegozderzenia efektywnego. Zgodnie z teorią, cząsteczki mogą ze sobą reagować, jeśli ulegną zderzeniu, w momencie którego ich energia będzie odpowiednio wysoka, czyli równa bądź wyższa od energii aktywacjienergii aktywacji dla tego procesu. Nie zawsze cząsteczki mają na tyle wysoką energię, aby ich zderzenie było zderzeniem efektywnym. Ten nadmiar energii, jaki jest potrzebny, uzyskują w wyniku zderzeń z innymi cząsteczkami i nazywany jest on energią aktywacji. Przejście cząsteczek od stanu o przeciętnej wartości energii do stanu aktywnego schematycznie przedstawia wykres zależności energii wewnętrznejenergii wewnętrznej od czasu.
W trakcie zderzenia efektywnego powstaje kompleks aktywnykompleks aktywny , który jest stanem przejściowym między substratami a produktem. Jego utworzenie decyduje o powodzeniu danej reakcji chemicznej. Charakteryzuje się on częściowymi zmianami wiązań i przegrupowaniami oraz posiada wysoką energię wewnętrzną. Osiągnięcie poziomu energii aktywacji przez substraty jest konieczne do ich przereagowania, a pokonanie „bariery energetycznej”, wynikającej z energii aktywacji, jest możliwe poprzez:
zwiększenie stężeń substratów;
rozdrobnienie substratów;
zmianę ciśnienia (dla gazów);
mieszanie;
odpowiedni rozpuszczalnik;
zastosowanie wyższej temperatury;
dodanie katalizatora.
Teoria zderzeń dotycząca reakcji w fazie gazowej opiera się o cztery postulaty:
1. Warunkiem decydującym o zajściu reakcji są zderzenia drobin substratów. Nie wszystkie zderzenia są efektywne. Na ogół zderzenia efektywne stanowią niewielki odsetek wszystkich zderzeń, jednak im większa liczba zderzeń, tym więcej zderzeń efektywnych, a co za tym idzie – większa szybkość reakcji.
2. Reakcja chemiczna jest ciągiem aktów elementarnychelementarnych. Aktem elementarnym nazywa się pojedyncze zdarzenie. Na jeden etap reakcji składa się wiele takich samych zderzeń, a ich sekwencja nazywana jest mechanizmem reakcji. Reakcje jednoetapowe nazywane są prostymi, a te wieloetapowe reakcjami złożonymi. W reakcji wieloetapowej o szybkości decyduje najwolniejszy etap, tzw. etap limitujący.
3. Pierwszym warunkiem efektywnego zderzenia jest odpowiednia wartość sumy energii kinetycznych, ulegających zderzeniu drobin. Zderzenie efektywne ma miejsce wtedy, gdy suma energii kinetycznych zderzających się cząsteczek jest równa bądź wyższa od energii aktywacji dla danego procesu. W reakcji wieloetapowej moment posiadający największą wartość energii aktywacji jest etapem limitującym.
4. Drugim warunkiem efektywnego zderzenia jest właściwa orientacja przestrzenna zderzających się drobin.
KatalizatorKatalizator jest substancją, która ułatwia zajście reakcji chemicznej, a jednocześnie nie ulega zużyciu w jej przebiegu. Łącząc się z substratami, tworzy zmodyfikowany kompleks aktywny, do którego powstania potrzeba znacznie mniejszej energii niż w przypadku kompleksu aktywnego między samymi substratami. Katalizator zatem obniża energię aktywacji danej reakcji chemicznej.
Po zakończeniu reakcji katalizator pozostaje, w takiej postaci jak przed reakcją – jego ilość również jest taka sama na początku i po zakończeniu reakcji. Zjawisko przyspieszenia reakcji chemicznej przez katalizator nazywa się katalizą. Czasami reakcja z udziałem katalizatora może przebiegać wieloetapowo, wówczas energia aktywacji ulega zmianie na dwie lub więcej mniejszych energii aktywacji.
Innym rodzajem substancji są inhibitoryinhibitory, które stosuje się do reakcji przebiegających zbyt gwałtownie, aby zwolnić ich przebieg i uzyskać nad nimi kontrolę. Wyróżniamy katalizatory/inhibitory homogeniczne, czyli będące w takiej samej fazie co substraty, oraz heterogeniczne, które są w innej fazie niż substraty.
Inhibitory znajdują zastosowanie w wielu dziedzinach. Najbardziej popularne jest wykorzystanie inhibitorów w celu zabezpieczenia różnych powierzchni przed korozją. Metoda wykorzystuje takie lotne inhibitory korozji do zabezpieczania metalowych powierzchni. Produkty antykorozyjne zawierają lotne związki, które rozprzestrzeniają się wewnątrz opakowania i tworzą niewidoczną, nietoksyczną warstwę ochronną o grubości 3‑5 molekuł, powstrzymującą proces korozji. W taki sposób zabezpieczony materiał można przechowywać bez ryzyka uszkodzeń na drodze korozji do 24 miesięcy.
Słownik
substancja chemiczna, której dodatek do reakcji powoduje przyspieszenie reakcji chemicznej – po zakończeniu reakcji jest w całości odzyskiwana; wyróżniamy katalizatory homogeniczne, czyli będące w takiej samej fazie co substraty, oraz heterogeniczne, które są w innej fazie niż substraty
substancja chemiczna, której dodatek do reakcji powoduje spowolnienie lub zatrzymanie reakcji chemicznej – po zakończeniu reakcji jest w całości odzyskiwana; wyróżniamy inhibitory homogeniczne, czyli będące w takiej samej fazie co substraty, oraz heterogeniczne, które są w innej fazie niż substraty
energia, która wynika z ruchów i oddziaływań cząsteczek oraz zawartych w nich elektronów i jąder
reakcja chemiczna, która przebiega z wydzieleniem energii z układu reakcyjnego do otoczenia
zderzenie następujące z dostatecznie dużą energią, aby mógł powstać kompleks aktywny
najmniejsza ilość energii, jaką muszą pobrać cząsteczki substratów do utworzenia kompleksu aktywnego
takie ułożenie atomów/cząsteczek substratów, które pozwala na osiągnięcie maksymalnej energii
opis dokładnego przebiegu reakcji chemicznej, wskazujący na produkty pośrednie powstające w trakcie reakcji
wyraża się jako zmianę stężenia molowego substratów lub produktów w jednostce czasu; wielkość stała, ponieważ zmienia się w czasie przebiegu reakcji – największa jest na początku reakcji, a najmniejsza pod koniec
reakcja przebiegająca w jednym etapie
Bibliografia
Bełtowska‑Brzezinska M., Podstawy kinetyki chemicznej. Skrypt do wykładów, Poznań 2009.
Bielański A., Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 1994.
Encyklopedia PWN
Hejwowska S., Marcinkowski R., Równowagi i procesy jonowe, Gdynia 2005.