![](/user_photo/2706_HbeT2.jpg)
- •Стерлитамакский филиал
- •7. Э л е к т р о х и м и я в в е д е н и е
- •И с т о р и ч е с к и й о ч е р к
- •7.1 Растворы электролитов
- •7.1.1 Основы теории электролитической диссоциации
- •Причины электролитической диссоциации
- •7.1.2 Теория сильных электролитов дебая и гюккеля
- •7.2.1 Удельная и эквивалентная электропроводности
- •7.2.2 Закон кольрауша
- •7.2.3 Зависимость электропроводности сильных и слабых электролитов от концентрации электролита
- •7.2.4 Подвижность и числа переноса ионов
- •7.2.5 Кондуктометрия
- •7.2.5.1 Измерение электропроводности
- •7.2.5.2 Применение кондуктометрии
- •1.Степень диссоциации электролитов
- •2. Константа диссоциации электролита
- •3.Определение произведения растворимости (пр) труднорастворимых соединений (электролитов).
- •4.Кондуктометрическое титрование
- •5.Электропроводность как метод физико-химического анализа
- •7.3 Электродвижущие силы и равновесные электродные потенциалы
- •7.3.1 Гальванический элемент и электролизер. Законы электролиза
- •7.3.2.1 Термодинамика гальванического элемента
- •7.3.2.2 Определение термодинамических параметров химической реакции
- •7.3.3 Скачки потенциала на границе раздела фаз в электрохимических системах
- •7.3.4 Электродные потенциалы
- •7.3.5 Классификация электродов
- •7.3.6 Водородный электрод
- •7.3.7 Каломельный электрод
- •Потенциал его определяемся соотношением
- •7.3.8 Измерение эдс. Нормальный элемент
- •7.3.9 Концентрационные цепи
- •К цепям второго рода относятся цепи с газовыми или амальгамными электродами.
- •7.3.10 Диффузионные потенциалы
- •7.3.11 Окислительно-восстановительные электроды и цепи
- •7.3.12 Применение потенциометрических методов
- •7.3.13 Стеклянный электрод
- •7.3.14 Потенциометрическое титрование
- •7.4 Неравновесные электрохимические процессы
- •7.4.1 Поляризация
- •7.4.2 Концентрационная поляризация
- •7.4.4 Перенапряжение выделения водорода
- •7.4.5 Полярография
- •Топливные элементы
- •Метода защиты металлов от коррозии
- •8. Химическая кинетика
- •8.1 Скорость химической реакции
- •8.4 Необратимая реакция второго порядка
- •8.5 Обратимая реакция первого порядка
- •А в.
- •8.6 Обратимая реакция второго порядка
- •8.7 Параллельные реакции
- •8.8 Последовательные реакции
- •Подставим выражение в уравнение. Тогда
- •8.9 Методы определения порядка реакции
- •8.10 Влияние температуры на скорость реакции
- •8.11 Теория активных столкновений молекул
- •8.12 Применение теории столкновений к бимолекулярным реакциям. Расчет константы скорости
- •8.13 Бимолекулярный механизм активации мономолекулярной реакции
- •8.14 Теория активного комплекса или переходного состояния
- •8.15 Цепные реакции
- •8.16 Фотохимические реакции
- •8.17 Особенности гетерогенных процессов
- •Растворение твердых тел в жидкостях
- •9. Каталитические реакции
- •9.1 Особенности и классификация каталитических процессов
- •9.2 Гомогенный катализ
- •9.3 Обобщенная теория кислот и оснований. Кислотно-основный катализ
- •9.6 Теории гетерогенного катализа
- •9.6.1 Мультиплетная теория
- •9.6.2 Теория активных ансамблей
- •9.6.3 Электронная теория
- •Содержание
- •7.4 Неравновесные электрохимические процессы
- •8. Химическая кинетика
- •9. Каталитические реакции
- •450062, Г. Уфа, ул. Космонавтов, 1.
- •453118, Г. Стерлитамак, пр. Октября, 2.
8.11 Теория активных столкновений молекул
Совокупность стадий, из которых складывается химическая реакция, называется ее механизмом. Молекулярно-кинетическая теория позволяет на основе данных о массе, форме и размерах молекул, энергетической характеристики отдельных связей атомов или атомных групп в молекуле, а также с учетом совокупности энергетических состояний молекулы и внешних условий вычислить скорость процесса. В химической кинетике постулируется, что для осуществления элементарной реакции взаимодействующие молекулы, атомы, радикалы или ионы должны столкнуться. При этом следует учитывать, что молекулы взаимодействуют не только в момент их столкновения в элементарном акте, но проявляется дальнодействие молекул и тогда, когда они не сталкиваются.
В понятие «столкновение» в химической кинетике вкладывается следующий смысл. Молекулы реального газа взаимодействуют друг с другом сложным образом. При малом расстоянии друг от друга они отталкиваются, на большом расстоянии притягиваются. Если диаметр молекулы , то две одинаковые молекулы придут в соприкосновение тогда, когда расстояние между их центрами станет равным . Отсюда двигающаяся молекула сталкивается со всеми молекулами, центры которых окажутся на расстоянии от ее центра. Величина 2 называется эффективным сечением столкновения. Она равна площади сечения окружающей молекулу воображаемой сферы, в которую не может проникнуть центр другой молекулы. Когда молекулы отталкиваются, то, начиная с некоторого расстояния между ними, путь искривляется и молекулы начнут расходиться.
Когда взаимодействуют молекулы разного диаметра, тогда эффективный диаметр столкновения равен полусумме диаметров сталкивающихся молекул. Применение молекулярно-кинетической теории для расчета скорости химических реакций основано на предположении, что каждое столкновение вызывает элементарный акт взаимодействия. Отсюда следует: скорость химической реакции может быть найдена, исходя из данных о числе столкновений между молекулами. Число столкновений между молекулами Z одного сорта можно подсчитать по формуле
Z
= 2n22()1/2
= 2n22(
)1/2
,
где n— число молекул в 1 см3; М — молекулярный вес.
Сравнение скорости, рассчитанной по формуле, с найденной опытным путем показало, что последняя значительно меньше. Это говорит о том, что лишь небольшое число столкновений между молекулами приводит к реализации элементарного акта.
Расхождение между числом столкновений и числом реагирующих молекул, а также найденная в опыте зависимость скорости реакции от температуры позволили Аррениусу высказать гипотезу о том, что вступать в реакцию способны только те молекулы, энергия которых превышает некоторую критическую величину Е. Ранее было отмечено, что эта критическая величина есть энергия активации.
Молекулярно-кинетическая теория для числа столкновений молекул, энергия которых превышает некоторую критическую величину Е, дает уравнение
Za
= Z0e-,
где Za — число активных столкновений молекул; Z0 — общее число столкновений в секунду.
Таким образом, реакция возникает только тогда, когда энергия сталкивающихся молекул превышает некоторую критическую величину — энергию активации Е. Ее величину находят из экспериментальной зависимости константы скорости реакции от температуры или по данным о числе активных столкновений.
Для сложных молекул при их активном соударении активные группы должны принимать такую геометрическую конфигурацию, которая обеспечивала бы образование продуктов реакции. В связи с этим в уравнение для скорости реакции вводится стерический множитель Р. Введение его в уравнение указывает на то, что химическая реакция при активном столкновении не абсолютно достоверна, а имеет конечную вероятность, равную Р.