Kinetik-Kollisionstheorie PDF

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Kinetik-Kollisionstheorie...

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:Kollisionstheorie .5 Wir sollten uns nicht wundern, dass Atome, Moleküle oder Ionen miteinander kollidieren müssen, bevor sie miteinander reagieren können. Atome müssen nahe beieinander sein, um chemische Bindungen zu bilden. Diese einfache Voraussetzung ist die Grundlage für eine sehr mächtige Theorie, die viele Beobachtungen bezüglich der chemischen Kinetik erklärt, .einschließlich Faktoren, die die Reaktionsraten beeinflussen :Die Kollisionstheorie basiert auf folgenden Postulaten

Die Geschwindigkeit einer Reaktion ist proportional zur -1 :Geschwindigkeit der Reaktantenkollisionen Reaktionsgeschwindigkeit α # Kollisionen / Zeit Die reagierenden Spezies müssen in einer Orientierung -2 zusammenstoßen, die den Kontakt zwischen den Atomen .erlaubt, die in dem Produkt miteinander verbunden werden

Die Kollision muss mit ausreichender Energie erfolgen, um -3 eine gegenseitige Durchdringung der Valenzschalen der reagierenden Spezies zu ermöglichen, so dass sich die Elektronen neu ordnen und neue Bindungen (und neue .chemische Spezies) bilden können

Wir können die Wichtigkeit der beiden physikalischen Faktoren sehen, die in den Postulaten 2 und 3, der Orientierung und der

Energie von Zusammenstößen, erwähnt werden, wenn wir die :Reaktion von Kohlenmonoxid mit Sauerstoff betrachten ( 2CO(g)+O2(g)⟶2CO2(g Kohlenmonoxid ist ein Schadstoff, der bei der Verbrennung von Kohlenwasserstoffbrennstoffen entsteht. Um diesen Schadstoff zu reduzieren, haben Kraftfahrzeuge Katalysatoren, die einen Katalysator verwenden, um diese Reaktion durchzuführen. Es ist auch eine Nebenreaktion der Verbrennung von Schießpulver, die bei vielen Schusswaffen zu Mündungsfeuer führt. Wenn Kohlenmonoxid und Sauerstoff in ausreichender Menge vorhanden sind, ist die Reaktion spontan bei hoher Temperatur .und hohem Druck Der erste Schritt in der Gasphasenreaktion zwischen Kohlenmonoxid und Sauerstoff ist eine Kollision zwischen den :beiden Molekülen (CO(g)+O2(g)⟶CO2(g)+O(g Obwohl es viele verschiedene mögliche Orientierungen gibt, können die zwei Moleküle relativ zueinander haben. Im ersten Fall kollidiert die Sauerstoffseite des Kohlenmonoxidmoleküls mit dem Sauerstoffmolekül. Im zweiten Fall kollidiert die Kohlenstoffseite des Kohlenmonoxidmoleküls mit dem Sauerstoffmolekül. Der zweite Fall führt eindeutig zur Bildung von Kohlendioxid, bei dem ein zentrales Kohlenstoffatom an zwei Sauerstoffatome gebunden ist (O = C = O). Dies ist ein ziemlich einfaches Beispiel dafür, wie wichtig die Orientierung der Kollision im Hinblick auf die Erzeugung des gewünschten .Produkts der Reaktion ist

Wenn die Kollision mit der richtigen Orientierung stattfindet, gibt es immer noch keine Garantie, dass die Reaktion zu Kohlendioxid fortschreitet. Neben einer korrekten Orientierung muss die Kollision auch mit ausreichender Energie erfolgen, um eine Produktbildung zu bewirken. Wenn Reaktantenspezies sowohl mit der richtigen Orientierung als auch mit adäquater Energie kollidieren, bilden sie eine instabile Spezies, die als .aktivierter Komplex oder Übergangszustand bezeichnet wird

In den meisten Fällen ist es unmöglich, einen Übergangszustand oder einen aktivierten Komplex zu isolieren oder zu identifizieren. Bei der Reaktion zwischen Kohlenmonoxid und Sauerstoff unter Bildung von Kohlendioxid wurden aktivierte Komplexe nur spektroskopisch in Systemen beobachtet, die einen heterogenen Katalysator verwenden. Die Gasphasenreaktion tritt zu schnell auf, um irgendeine derartige .chemische Verbindung zu isolieren

Die Kollisionstheorie erklärt, warum die meisten Reaktionsraten mit steigender Konzentration zunehmen. Mit einer Zunahme der Konzentration irgendeiner reagierenden Substanz werden die Kollisionswahrscheinlichkeiten zwischen Molekülen erhöht, da mehr Moleküle pro Volumeneinheit vorhanden sind. Mehr Kollisionen bedeuten eine schnellere Reaktionsrate, .vorausgesetzt, die Energie der Kollisionen ist ausreichend

Aktivierungsenergie und die Arrhenius-Gleichung Die minimale Energie, die notwendig ist, um ein Produkt während einer Kollision zwischen Reaktanten zu bilden, wird Aktivierungsenergie (Ea) genannt. Die kinetische Energie von Reaktantenmolekülen spielt eine wichtige Rolle in einer Reaktion, da die zur Bildung eines Produkts notwendige Energie durch eine Kollision eines Reaktantenmoleküls mit einem anderen Reaktantenmolekül bereitgestellt wird. (Bei Einzelreaktantenreaktionen kann Aktivierungsenergie durch eine Kollision des Reaktantenmoleküls mit der Wand des Reaktionsgefäßes oder mit Molekülen einer inerten Verunreinigung bereitgestellt werden.) Wenn die Aktivierungsenergie viel größer ist als die durchschnittliche kinetische Energie der Moleküle Die Reaktion wird langsam ablaufen: Nur wenige sich schnell bewegende Moleküle haben genug Energie, um zu reagieren. Wenn die Aktivierungsenergie viel kleiner ist als die durchschnittliche kinetische Energie der Moleküle, wird der Anteil der Moleküle, der die notwendige kinetische Energie besitzt, groß sein; die meisten Kollisionen zwischen Molekülen werden zu einer Reaktion führen, und die .Reaktion wird schnell stattfinden die Energiebeziehungen für die allgemeine Reaktion eines Moleküls von A mit einem Molekül von B, um Moleküle von C :und D zu bilden A+B⟶C+D Die Energie des Übergangszustands ist um einen Betrag größer als der der Reaktanten A und B gleich Ea, der Aktivierungsenergie. Daher muss die Summe der kinetischen Energien von A und B gleich oder größer als Ea sein, um den

Übergangszustand zu erreichen. Nachdem der Übergangszustand erreicht wurde und C und D sich zu bilden beginnen, verliert das System Energie, bis seine Gesamtenergie niedriger ist als die der anfänglichen Mischung. Diese verlorene Energie wird auf andere Moleküle übertragen und gibt ihnen genug Energie, um den Übergangszustand zu erreichen. Die Vorwärtsreaktion (die zwischen den Molekülen A und B) neigt daher leicht dazu, sobald die Reaktion begonnen hat. ΔH repräsentiert die Enthalpiedifferenz zwischen den Reaktanten (A und B) und den Produkten (C und D). Die Summe von Ea und :ΔH steht für die Aktivierungsenergie für die Rückreaktion C + D⟶A + B Wir können die Arrhenius-Gleichung verwenden, um die Aktivierungsenergie und die Geschwindigkeitskonstante k einer :gegebenen Reaktion in Beziehung zu setzen k=Ae−Ea/RT In dieser Gleichung ist R die ideale Gaskonstante, die einen Wert von 8,314 J / mol / K hat, T ist die Temperatur auf der Kelvin-Skala, Ea ist die Aktivierungsenergie in Joule pro Mol, e ist die Konstante 2,7183 und A ist a Konstante genannt der Frequenzfaktor, der mit der Häufigkeit der Kollisionen und der .Orientierung der reagierenden Moleküle zusammenhängt Die Postulate der Kollisionstheorie sind in der ArrheniusGleichung enthalten. Der Frequenzfaktor A hängt mit der Rate zusammen, mit der Kollisionen mit der korrekten Orientierung auftreten. Der Exponentialausdruck, e-Ea / RT, steht im Zusammenhang mit dem Bruchteil von Kollisionen, die eine ausreichende Energie bereitstellen, um die Aktivierungsbarriere .der Reaktion zu überwinden

Auf der einen Seite enthält das System nicht genug Energie für Kollisionen, um die Aktivierungsbarriere zu überwinden. In solchen Fällen tritt keine Reaktion auf. Auf der anderen Seite hat das System so viel Energie, dass jede Kollision mit der richtigen Orientierung die Aktivierungsbarriere überwinden kann und die Reaktion weitergeht. In solchen Fällen ist die .Reaktion nahezu augenblicklich Die Arrhenius-Gleichung beschreibt quantitativ vieles von dem, was wir bereits über die Reaktionsraten diskutiert haben. Für zwei Reaktionen bei der gleichen Temperatur hat die Reaktion mit der höheren Aktivierungsenergie die niedrigere Geschwindigkeitskonstante und die langsamere Geschwindigkeit. Der größere Wert von Ea führt zu einem kleineren Wert für e-Ea / RT, was den kleineren Anteil von Molekülen widerspiegelt, die genug Energie haben, um zu reagieren. Alternativ dazu hat die Reaktion mit dem kleineren Ea einen größeren Anteil an Molekülen mit genug Energie, um zu reagieren. Dies wird als ein größerer Wert von e-Ea / RT, eine größere Geschwindigkeitskonstante und eine schnellere Geschwindigkeit für die Reaktion wiedergegeben. Ein Temperaturanstieg hat den gleichen Effekt wie eine Abnahme der Aktivierungsenergie. Ein größerer Anteil von Molekülen hat die notwendige Energie, um zu reagieren, wie durch einen Anstieg des Werts von e-Ea / RT angezeigt wird. Die Geschwindigkeitskonstante ist auch direkt proportional zum Frequenzfaktor A. Daher führt eine Änderung der Bedingungen oder Reaktanten, die die Anzahl der Kollisionen mit einer günstigen Orientierung für die Reaktion erhöht, zu einem .Anstieg von A und folglich zu einem Anstieg von k

Ein geeigneter Ansatz zur Bestimmung von Ea für eine Reaktion beinhaltet die Messung von k bei verschiedenen Temperaturen und die Verwendung einer alternativen Version der ArrheniusGleichung, die die Form einer linearen Gleichung annimmt ln k= (−Ea/R)(1/T)+ln A y = mx + b Somit ergibt eine Auftragung von lnk gegen 1 / T eine gerade Linie mit der Steigung -Ea / R, von der Ea bestimmt werden kann. .Der Achsenabschnitt gibt den Wert von In A...