Hva er Theory of Collisions? Hovedkarakteristikker



den kollisjonsteori utsetter prinsippet omat enhver kjemisk reaksjon er produsert takket være molekylene, atomer eller ioner av reagensene involvert kolliderer med hverandre.

Samspillet mellom artene vil ikke alltid være det samme. Dette vil avhenge av konsentrasjonen og typen reagens du arbeider med.

I den utstrekning at konsentrasjonen av reagenser øker, øker antall sjokk. Det motsatte vil skje hvis konsentrasjonen avtar.

Dette skyldes det faktum at jo høyere konsentrasjonen av reaktanter, jo større antall atomer og jo større sjokkene mellom dem..

Imidlertid er ikke alle kollisjoner effektive, og derfor ikke alle molekyler som reagerer, vil generere produkter.

Hvis dette var tilfelle, ville alle reaksjoner mellom væsker eller oppløste stoffer være ekstremt raske, siden det er større kollisjon mellom molekyler i disse tilstandene.

I virkeligheten er det få reaksjoner som har en tendens til å danne ved høye hastigheter. Mange av reaksjonene er sakte fordi de fleste kollisjonene som produseres ikke er effektive.

Fundamentale aspekter

For kollisjoner skal være så effektive som mulig, må det være kollisjoner kjent som effektive.

Hva er c?effektive hoques?

Er sjokkene som genererer produkter på grunn av en reaksjon. Disse kollisjonene genereres dersom to viktige aspekter er oppfylt.

For det første, for at samspillet skal være tilstrekkelig, må retningen mellom molekylene som kolliderer være riktig.

For det andre må det være tilstrekkelig minimal energi (aktiveringsenergi) mellom reaktantene på tidspunktet for kollisjonen.

Denne energien vil bryte de eksisterende bindingene og danne nye, da alle reaksjonene krever et energibidrag for dannelsen av produkter.

Hva er aktiveringsenergien?

Ifølge den svenske forskeren Svante Arrhenius er aktiveringsenergien mengden energi som overstiger det gjennomsnittlige energinivået som reagensene må ha, for å utvikle reaksjonen og oppnå produktene.

Teorien om kollisjoner og reaksjonshastigheten

Teorien om kollisjoner er direkte relatert til reaksjonens kjemiske kinetikk.

Reaksjonshastigheten uttrykkes som "-r" og har å gjøre med hastigheten som et hvilket som helst reagens blir transformert per tidsenhet og volum.

Det negative tegnet (-) skyldes forbruket av reagenset. Med andre ord er det hastigheten som reagenset forbrukes for å danne produktene.

For en irreversibel reaksjon, hvor alle reagensene blir omgjort til et produkt, vil reaksjonshastighetsligningen være som følger: -r = k * C ^ a

I denne formelen er "k" den spesifikke hastighetskonstanten for reaksjonen og er uavhengig. For sin del er "C" konsentrasjonen av reaktantene.

Jo høyere konsentrasjonen er, desto større er kollisjonen og jo høyere reaksjonshastigheten.

Spesifikke hastighetskonstant for reaksjonen (k)

Formelen som svarer til denne konstanten er k = A * e ^ (E / R * T)

"A" er frekvensfaktoren og har de samme enhetene som "k". "E" er aktiveringsenergien som er nødvendig for at kollisjonen skal eksistere, "R" er gassenes universelle konstant og "T" er arbeidstemperaturen.

referanser

  1. Reaksjonsrate: Kollisjonsteori [Online dokument]. Tilgjengelig på: quimicaparaingenieros.com. Hentet 17. desember 2017.
  2. Theory of Collisions. [Online dokument]. Tilgjengelig på: 100ciaquimica.net. konsultert 17. desember 2017.
  3. Teori om kollisjoner. [Online dokument]. Tilgjengelig på: es.wikipedia.org. Hentet 17. desember 2017.
  4. PERRY, R. (1996) "Manual of the chemical engineer". Sjette utgave. McGraw-Hill. Mexico. Sider konsultert: 4-4; 4-5.