455 [1024x768]

Mechanizm przemian chemicznych

Teoria aktywnych zderzeń

Jak wynika z teorii kinetycznej gazów, liczba zderzeń podwójnych, jakich doznaje cząsteczka w przeciągu 1 sekundy w normalnych warunkach jest średnio rzędu 10'°. Ponieważ reakcje chemiczne przebiegają z mierzalnymi szybkościami, czasami niezauważalnie powoli, mimo że byłyby bardzo korzystne termodynamicznie, przeto nie ulega wątpliwości, że tylko nieznaczna część wszystkich zderzeń jest efektywna w sensie chemicznym. Drugim bardzo ważnym spostrzeżeniem o znaczeniu ogólnym było stwierdzenie bardzo silnego wpływu temperatury na szybkość reakcji. Gdyby założyć, że wpływ ten przejawia się przez zwiększenie liczby zderzeń, to w takim razie szybkość reakcji powinna być proporcjonalna do | T. Tymczasem doświadczenie uczy, że zależność jest wykładnicza. Przy wzroście temperatury o lO^C szybkość reakcji rośnie średnio o 100 - 200%. Wyjaśnienie tych faktów jest proste, jeżeli założymy, że efektywne w sensie chemicznym są zderzenia tylko między cząsteczkami mającymi wystarczający zasób energii. Z teorii kinetycznej gazów wiemy, że ułamek cząsteczek o energii równej lub przewyższającej pewną wartość wynosi

x = e^-***¹⁷ lub x * e“^Cł/*^r    (6.29)

jeżeli energię liczyć na I mol. Jeżeli przez Z₀ oznaczymy liczbę wszystkich zderzeń między reagującymi cząsteczkami, to liczba zderzeń aktywnych wyniesie

Z * z₀t-^*^T

(6.30)