( 6.11 ) BADANIE AKTYWACJI TERMICZNEJ REAKCJI CHEMICZNEJ

Szybkość prawie wszystkich reakcji rośnie ze wzrostem temperatury. Według empirycznej reguły van't Hoffa wzrost temperatury o
zwiększa szybkość reakcji 2-4 razy. Szybkość reakcji zwiększa się ze wzrostem temperatury, gdyż rośnie wtedy stała szybkości reakcji, co opisuje równanie Arrheniusa:

Interpretacja równania Arrheniusa:

Parametr A, odpowiada przecięciu w punkcie 1/T=0, nosi nazwę czynnika przedwykładniczego lub czynnika częstości. Parametr Ea otrzymujemy z nachylenia prostej i nosi on nazwę energii aktywacji. Łącznie obie te wielkości nazywamy parametrami Arrheniusa.

Energia aktywacji - jest - podawaną często w przeliczeniu na 1 mol substancji - wielkością bariery energetycznej (w skali mikroskopowej - bariera potencjału), którą musi pokonać układ reagujących indywiduów chemicznych, aby doszło do reakcji chemicznej. Energię aktywacji dla reakcji można wyznaczyć na podstawie równania Arrheniusa, znając szybkość reakcji w różnych temperaturach. Zachodzi więc bezpośredni związek między energią aktywacji i szybkością reakcji: im E_a mniejsze, tym szybkość ta większa.

Katalizatory obniżają energię aktywacji przez tworzenie kompleksów przejściowych z substratami. Katalizator nie ulega trwałej przemianie chemicznej w wyniku reakcji. Nie znaczy to jednak, że w niej nie uczestniczy. Katalizator wpływa na przebieg reakcji zmieniając jej mechanizm. Jego działanie opiera się na powstawaniu w reakcji z substratem przejściowego związku chemicznego lub struktury nadcząsteczkowej, która jest nietrwała, dzięki czemu reaguje dalej z wytworzeniem produktu końcowego i odtworzeniem wyjściowego katalizatora.

Teoria kompleksu aktywnego jest próbą określenia głównych czynników wpływających na wartość stałej szybkości reakcji na podstawie zderzeń elementarnych zachodzących w trakcie reakcji.

Punkt kulminacyjny odpowiada maksymalnej wartości energii potencjalnej. W tym punkcie dwie reagujące cząsteczki znajdują się na tyle blisko siebie i są tak odkształcone, że niewielka dalsza dystorsja powoduje ich przejście w kierunku produktów. Taka szczególna konfiguracja nosi nazwę stanu przejściowego.

Teoria zderzeń zakłada, że reakcje chemiczne zachodzą na skutek zderzeń reagujących ze sobą cząsteczek.

Wg tej teorii szybkość reakcji jest proporcjonalna do częstotliwości zderzania się ze sobą reagujących cząsteczek, przy czym współczynnik proporcjonalności jest funkcją rozkładu ich energii kinetycznej, a zatem również średniej ich prędkości. Teoria ta zakłada, że aby doszło do utworzenia lub zerwania wiązania chemicznego, energia zderzenia musi być większa od energii aktywacji danej reakcji.

W fazie gazowej, zgodnie z klasyczną teorią gazu doskonałego prędkość cząsteczek jest funkcją temperatury.

---