Politechnika Poznańska Wydział Technologii Chemicznej	Student: Krzysztof Król	Data przeprowadzenia ćw. 10 IV 2003
Grupa 4 Zespół 2	Ćwiczenie nr 1	Prowadzący: dr inż. Maciej Galiński

Zależność stałej szybkości reakcji od temperatury.

Teoria zderzeń aktywnych

Teoria ta została sformułowana w 1918 roku. Dotyczy ona przede wszystkim jednorodnych reakcji dwucząsteczkowych przybiegających w fazie gazowej, dzięki czemu model mechanizmu reakcji można oprzeć na pojęciach wynikających z teorii kinetycznej gazów. Przy obecnym poziomie wiedzy uznaje się ją za niezadowalającą, lecz ze względu na jej prostotę oraz obrazowość nadal jest używana w pewnych zastosowaniach.

Zgodnie z teorią reakcja pomiędzy dwiema cząsteczkami może zajść tylko podczas ich wzajemnego zderzenia się. Oprócz tego wymogu cząsteczki muszą posiadać wystarczającą energię, aby podczas kolizji mogło dojść do tak znacznego zdeformowania cząsteczki, aby zaistniała szansa na przegrupowanie atomów, zerwanie wiązań, co może zaowocować powstaniem nowego tworu przestrzennego będącego produktem. Suma wartości energii cząsteczek przypadająca na odpowiednie stopnie swobody ich ruchu musi być większa od określonej wartości progowej, by reakcja przebiegła. Jest ona zwana energią aktywacji

E

 = --------

N_o

gdzie: E - energia

 - energia aktywacji

N_o - liczba Avogadro

W najmniej skomplikowanym ujęciu teorii, zderzające się cząsteczki traktuje się jako sztywne kule, a energia aktywacji jest składową ich kinetycznej energii translacji. Energia ta przypada na dwa stopnie swobody (na każdą cząsteczkę po jednym) przedstawiające składowe ruchy translacyjnego skierowane wzdłuż osi łączącej środki cząsteczek w momencie zderzenia. Jeśli składowa względnej prędkości obu cząsteczek skierowana wzdłuż tej osi wynosi u , to wartość prawej strony poniższego równania musi być co większa lub równa  , aby w wyniku zderzenia mogła zajść reakcja chemiczna.

1 ₂

 = -------  * u

2

gdzie:  - masa zredukowana cząsteczek

u - składowa względnej prędkości

Z tych informacji wynika, iż szybkość reakcji dwucząsteczkowej jest proporcjonalna do liczby wszystkich zderzeń podwójnych pomiędzy cząsteczkami pomnożonej przez współczynnik określający ile z tych zderzeń prowadzi do reakcji chemicznych.

Im wyższa temperatura układu tym więcej cząstek posiada energię równą lub większą od energii aktywacji, co wynika z tego, że wraz ze wzrostem temperatury rośnie średnia prędkość ruchu chaotycznego cząstek. Dlatego wzrost temperatury zwiększa prędkość reakcji. Energia aktywacji jest zawsze dodatnia, co oznacza, że aby elementy układu ją osiągnęły muszą przyjąć z pewien zasób energii. Często dodatkowa energia przyjęta przez układ powoduje przegrupowania w cząsteczkach co prowadzi do powstania bardziej reaktywnych, bogatszych energetycznie izomer. Produkty przejściowe powstające z aktywowanych substratów przechodząc do stanu bardziej stabilnego tracą część energii.

Liczbę zderzeń aktywnych n opisuje wzór:

gdzie: Z_o - liczba zderzeń w jednostce czasu

Zależność stałej szybkości reakcji od temperatury opisuje równanie Arrheniusa

gdzie: B=log PZ_o

R - stała gazowa

---