Теорія перехідного стану

A ∙ е-Еа/RT – Ea/R– тангенс кута нахилу.

Висновки:

ü при сталій температурі константа швидкості визначається енергією активації;

ü чим вища енергія активації, тим менше активних молекул, число ефективних зіткнень і тим нижчою є константа швидкості (швидкість реакції);

ü важливою умовою здійснення хімічної реакції є розміри, форма частинок, а також орієнтація їх у момент зіткнення;

Ймовірність належної орієнтації при зіткненні характеризує ентропія активації Sa (пропорційна відношенню числа сприятливих способів орієнтації до загального числа способів).

ü константа швидкості залежить від температури, енергії та ентропії активації (є добутком трьох імовірнісних факторів – числа зіткнень, енергетичного та ентропійного):

κ = Z ∙ е^-Еа/RT ∙ е^Sа/R,

де Z – загальне число зіткнень частинок в одиниці об’єму за одиницю часу;

е^Sа/R – стеричний фактор.

Теорія перехідного стану: кожна хімічна реакція відбувається через утворення активованого комплексу, який потім розпадається на продукти даної реакції. Більшість хімічних реакцій відбувається через перехідний стан (енергетично вигідно).

Реакційноздатна система:

Початковий стан (Реагенти) → Перехідний стан (Активований комплекс) → Кінцевий стан (Продукти)

Активований комплекс – система, що утворена активними молекулами, де одночасно відбувається розрив старих хімічних зв’язків і утворення нових.

На утворення комплексу витрачається енергія активації, яка становить різницю між енергією активованого комплексу та середньою енергією вихідних речовин.

Активований комплекс за дуже короткий час (порядку 10^-13с) самочинно розпадається на продукти реакції.

АК – max потенціальної енергії. Рівень енергії І відповідає середній енергії реагентів. Рівень енергії ІІ відповідає середній енергії продуктів. Під час хімічного процесу перехід системи реагентів з енергетичним станом Ереаг у енергетичний стан продуктів реакції Епр здійснюється через енергетичний бар’єр, який дорівнює енергії активації системи Еа. Подолання енергетичного бар’єру затримує або робить неможливим багато реакцій, які термодинамічно можуть відбуватися самочинно. Еа залежить від природи реагуючих речовин ∆Н = Е а прод ‑ Е а реаг

Перебіг реакції може відбуватися трьома різними шляхами:

Ø Дисоціативним (молекули взаємодіють через стадію дисоціації);

Ø Радикально-ланцюговим (взаємодіють вільні радикали, утворені під дією зовнішньої енергії);

Ø Молекулярним (взаємодія молекул проходить через стадії утворення та розпаду активованого комплексу.

Сумарний енергетичний баланс реакції не відображає її механізму. В усіх трьох випадках він буде однаковим, оскільки не залежить від шляху здійснення процесу (закон Гесса).

Перебіг реакції, її механізм можна визначити за її енергією активації.

Дата добавления: 2013-12-14