В попытках устранить недостатки теории активных столкновений ученые предложили новую теорию химической кинетики. Это сделали практически одновременно в 1935 году, более чем через полвека после открытий Аррениуса, Г.Эйринг (США) с одной стороны, а также М.Поляни и М.Г.Эванс (Великобритания) — с другой. Они предположили, что химическая реакция между началом и завершением претерпевает некое «переходное состояние», как его назвали Эванс и Поляни, при котором образуется неустойчивый «активированный комплекс» (термин Эйринга). Энергия активации как раз и требуется для достижения этого состояния, при котором вероятность успешного завершения реакции весьма велика. Поэтому энергия активации и может быть меньшей, чем энергия разрыва исходных химических связей.
| |
Суть теории переходного состояния (активированного комплекса):
1) частицы реагентов при взаимодействии теряют свою кинетическую энергию, которая превращается в потенциальную, и для того чтобы реакция свершилась, необходимо преодолеть некий барьер потенциальной энергии;
2) разница между потенциальной энергией частиц и упомянутым энергетическим барьером и есть энергия активации;
3) переходное состояние находится в равновесии с реагентами;
4) в тех реакциях, где энергия активации существенно ниже энергии разрыва химических связей, процессы образования новых связей и разрушения старых связей могут полностью или частично совпадать по времени.
Время существования активированного комплекса равно периоду колебания одной молекулы ( 10 -13 с), поэтому он не может быть обнаружен экспериментально и, соответственно, его нельзя выделить и изучить. Следовательно, доказать истинность теории переходного состояния можно только с помощью расчетов. И для этой цели ученые задействовали самую передовую на тот момент методику, которая тогда переживала бурный расцвет — квантовую химию. Выделилось даже целое направление в квантовой химии по расчетам энергии переходного состояния.
Видео:5.1. Адсорбция. Классификация адсорбцииСкачать
АКТИВИ́РОВАННОГО КО́МПЛЕКСА ТЕО́РИЯ
В книжной версии
Том 1. Москва, 2005, стр. 364
Скопировать библиографическую ссылку:
АКТИВИ́РОВАННОГО КО́МПЛЕКСА ТЕО́РИЯ (теория абсолютных скоростей реакций, теория переходного состояния), метод статистич. расчёта скорости химич. реакции. Исходит из представления, согласно которому при непрерывном изменении относит. расположения атомов, входящих в реагирующую систему молекул, система проходит через конфигурацию, отвечающую максимуму потенциальной энергии взаимодействия, т. е. вершине потенциального барьера, разделяющего реагенты и продукты. А. к. т. была создана в 1930-х гг. Э. Вигнером, М. Поляни, М. Эвансом, Г. Эйрингом.
Видео:Коробов М. В. - Физическая химия II - Вывод основного уравнения ТАК. Трансмиссионный коэффициентСкачать
ТЕОРИЯ АКТИВИРОВАННОГО КОМПЛЕКСА (ТАК) ИЛИ ТЕОРИЯ ПЕРЕХОДНОГО СОСТОЯНИЯ (ТПС).
Теории химической кинетики.
Теория активных столкновений (ТАС).
Основные предпосылки:
1. Молекулы представляют в виде шариков.
2. Для того, чтобы произошло взаимодействие, необходимо столкновение.
3. Процесс протекает только в том случае, если энергия столкновения больше или равна определенному значению энергии, которая называется энергией активации.
В основу этой теории положено два учения: молекулярно-кинетическая теория и теория Больцмана.
Вывод уравнения ТАС.
z – общее число столкновений в единицу времени.
z=
Д – эффективный диаметр молекул;
n – число молекул в единице объема;
M – молекулярная масса.
С помощью закона Больцмана определяем количество активных столкновений z , т.е. таких, в которых энергия превышает энергию активации:
z
Тогда доля активных столкновений составит:
Рассмотрим бимолекулярную газовую реакцию типа: 2А , где Р – продукты реакции. Например, это может быть разложение йодистого водорода:
2HJ
Теперь заметим, что в результате каждого активного столкновения расходуется две молекулы исходного вещества. Поэтому количество прореагировавших молекул в единице объема будет равна удвоенному количеству активных столкновений в то же время и в том же объеме:
или
(
)
Отсюда видно, что скорость реакции зависит от квадрата концентрации.
= k
k=k уравнение Аррениуса
Сравнение этих уравнений позволяет установить физический смысл предэкспоненциального множителя k , который оказывается пропорциональным общему количеству столкновений всех молекул в единице объема за единицу времени.
В общем виде уравнение Аррениуса для всех типов реакций часто пишут в виде:
k=z уравнение Аррениуса
Константа, рассчитанная по этому уравнению, не дает совпадения с экспериментальными данными. Для корректировки в это уравнение вводят стерический фактор р.
Тогда уравнение Аррениуса с точки зрения ТАС запишется следующим образом:
k = pz
Считается, что стерический фактор отличается от единицы потому, что для осуществления реакции необходима определенная ориентация реагирующих молекул.
В этом уравнении Е – энергия активации, рассчитанная по ТАС, абсолютная (истинная) энергия активации, а экспериментальная – эффективная энергия активации.
Е
Факты, которые не объясняет ТАС:
1. Не дает метода теоретического расчета энергии активации.
2. Не объясняет протекания в растворах.
3. Не объясняет природы стерического фактора.
МОНОМолекулярные реакции с точки зрения ТАС.
Теория Линдемана.
В элементарном акте мономолекулярной реакции участвует всего одна молекула. В соответствии с теорией активных столкновений реакция начинается со встречи двух активных молекул. Количество столкновений пропорционально квадрату концентраций. Поэтому, казалось бы, что мономолекулярные реакции, как и бимолекулярные, должны иметь порядок, равный двум. Но многие мономолекулярные реакции описываются уравнением первого порядка, причем порядок реакции может изменяться при изменении концентрации (давления) и быть дробным.
Объяснение механизмов газовых мономолекулярных реакций дано Линдеманом. Он предположил, что после столкновения активные молекулы могут не только распадаться на продукты реакции, но и дезактивироваться. Механизм реакции представляется двухстадийным:
1) A+A
2)
A – активная молекула.
На первом этапе происходит перераспределение энергии, в результате чего одна молекула становится активной, а другая дезактивируется.
На второй стадии оставшиеся активные молекулы мономолекулярно превращаются в продукты реакции.
Рассмотрим стационарный процесс:
Выразим концентрацию активной частицы А * : . Подставим это выражение в выражение скорость определяющей стадии (вторая стадия):
уравнение Линдемана
Анализ уравнения Линдемана:
1. СА – очень маленькая. В этом случае промежутки между столкновениями молекул настолько велики, что дезактивация происходит редко. Распад активных молекул на продукты происходит без затруднений; лимитирующей стадией является стадия активации. В связи с этим в уравнении Линдемана пренебрегаем в знаменателе относительно k3 (
>k3).
; n=1 (реакция первого порядка)
3. СА – средняя. В этом случае мономолекулярные реакции могут иметь дробный порядок (1 > Е активации, то реакция протекает с образованием активированного комплекса без предварительного разрыва связей.
📸 Видео
РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать
Лекция 13: теория переходного состояния (04.12.2019)Скачать
68 учеников этого НЕ ЗНАЮТ! Таблица Менделеева — Как пользоваться?Скачать
Кинетика. О чем говорят графики. БиохимияСкачать
Химия для дома. Передача 8. Практическое использование уравнения АррениусаСкачать
Урок 132. Основные понятия гидродинамики. Уравнение непрерывностиСкачать
Теория поля (cut), Андрианов Е. С. Лекция 10, 19.04.2023Скачать
Когда тренер - твой друг😏Скачать
ПРОСТЫМ ЯЗЫКОМ: Что такое трансформатор?Скачать
Теорія подібностіСкачать
ЛЕКЦИЯ №17 || Химическая кинетика || Термодинамические функции активации, теорема ТолменаСкачать
Курочкин И. Н. - Инженерная энзимология и аналитическая биотехнология - БиосенсорыСкачать
Повторение методом активного воспроизведенияСкачать
Когда Контрнаступление Украины? (10 июня 2023)Скачать
Лекция 3Скачать
Румянцева М.Н.- Общая и неорганическая химия. Лекции - 6. Строение атома. Химические связиСкачать
Закон Гесса. 10 класс.Скачать