Kollisionstheorie: Wie chemische Reaktionen auftreten

Um für eine chemische Reaktion stattfinden soll, kollidieren die Reaktanden müssen. Die Kollision zwischen den Molekülen in einer chemischen Reaktion liefert die kinetische Energie erforderlich, um die notwendigen Bindungen zu brechen, so dass neue Bindungen gebildet werden können.

Manchmal, auch wenn es eine Kollision, nicht genügend kinetische Energie zur Verfügung zu übertragen sind - die Moleküle werden nicht schnell genug bewegen. Sie können helfen, die Situation etwas von der Mischung der Reaktanden erhitzt. Die Temperatur ist ein Maß für die mittlere kinetische Energie der molecules- Erhöhung der Temperatur erhöht die kinetische Energie verfügbaren Bindungen bei Kollisionen zu brechen.

Die Moleküle müssen auch in der richtigen Orientierung kollidieren, oder an der richtigen Stelle treffen, um die Reaktion stattfindet. Hier ein Beispiel: Angenommen, Sie haben eine Gleichung Molekül zeigt A-B Reaktion mit C Formen C-A und B, so was:

A-B + C-C-A + B

Die Art und Weise diese Gleichung geschrieben ist, erfordert die Reaktion, die Reaktanden C mit etwas zusammenstoßen A-B auf dem EIN Ende des Moleküls. Wenn er trifft die B Ende, wird nichts passieren. Das EIN Ende dieses hypothetischen Molekül heißt die reaktiven Stelle, der Ort, an dem Molekül, das die Kollision stattfinden, um das Auftreten für die Reaktion erfolgen muss.

Ob C kollidiert bei der EIN Ende des Moleküls, dann gibt es eine Chance, dass genügend Energie übertragen werden kann, die zu brechen A-B Bindung. Nach dem A-B Bindung gebrochen wird, die C-A Bindung gebildet werden kann. Die Gleichung für diese Reaktionsverfahren kann in dieser Weise dargestellt werden:

C ~ A ~ B-C-A + B

So damit diese Reaktion stattfindet, muss es eine Kollision zwischen C und A-B an der reaktiven Stelle. Die Kollision zwischen C und A-B muss genug Energie, um brechen die Übertragung A-B Bindung, so dass der C-A Bindung zu bilden.

Die Energie wird benötigt, um eine Bindung zwischen den Atomen zu brechen.

Dieses Beispiel ist ein einfaches. Viele Reaktionen sind in einem Schritt, sondern viele andere erfordern mehrere Schritte von Reaktanten zu Endprodukten geht. In dem Verfahren können mehrere Verbindungen gebildet, die miteinander reagieren, um die Endprodukte zu ergeben. Diese Verbindungen werden genannt Zwischenprodukte.

Eine exotherme Beispiel von chemischen Reaktionen

Stellen Sie sich vor, dass die hypothetische Reaktion A-B + C-C-A + B exotherme - eine Reaktion, bei der Wärme (freigegeben) abgegeben wird, wenn von Reaktanten zu Produkten geht. Die Reaktanden beginnen bei einem höheren Energiezustand als die Produkte aus, so Energie wird beim Übergang von Reaktanten zu Produkten freigesetzt.

In der Abbildung unten, die Aktivierungsenergie für die Reaktion (die Energie, die Sie in zu setzen haben, um die Reaktion zu gehen) wird wie folgt angezeigt:

Das Energiediagramm zeigt die Kollision von C und A-B mit dem Bruch der A-B-Bindung und die Bildung der C-A-Bindung an der Spitze einer Aktivierungsenergie Hügel. Diese Gruppierung der Reaktanden an der Spitze der Aktivierungsenergie Hügel manchmal genannt wird die Übergangszustand der Reaktion. Der Unterschied in dem Energieniveau der Reaktanden und dem Energieniveau der Produkte ist die Menge an Energie (Wärme), die in der Reaktion freigesetzt wird.

Eine endotherme Beispiel von chemischen Reaktionen

Angenommen, die hypothetische Reaktions A-B + C-C-A + B ist, endotherme - in dem eine Reaktionswärme wird beim Übergang von Reaktanten zu Produkten absorbiert - so die Reaktanden zu einem niedrigeren Energiezustand sind als die Produkte. Das folgende Energiediagramm zeigt diese Reaktion.

Dieses Diagramm zeigt auch, dass eine Aktivierungsenergie der Reaktion verbunden ist. Beim Übergang von Reaktanten zu Produkten, müssen Sie zunächst mehr Energie setzen in der Reaktion zu erhalten begonnen, und Sie dann diese Energie als die Reaktion abläuft wieder heraus zu bekommen.

Beachten Sie, dass der Übergangszustand an der Spitze des Hügels Aktivierungsenergie erscheint - wie bei der exothermen Reaktionsenergiediagramm. Der Unterschied besteht darin, dass von Reaktanten zu Produkten geht, Energie (Wärme) muss in der endothermen Beispiel absorbiert werden.