Rata reacțiilor chimice depinde puternic de temperatură. Conform unei reguli empirice Van't Hoff (1884), ca și temperatura crește la 10 grade viteza de cele mai multe reacții creșteri de 2-4 ori. Numărul care arată de câte ori crește rata de reacție ca temperatura crește cu 10 de grade se numește coeficientul de temperatură (γ) a vitezei de reacție.
Cu toate acestea, calculele efectuate în conformitate cu teoria cinetică moleculară a gazelor și lichidelor arată că numărul de coliziuni ale moleculelor reactive sunt foarte mari, iar încălzirea la 100C crește ușor. În cazul în care fiecare coliziune a fost finalizată o reacție chimică, aproape toate reacțiile s-au încheiat instantaneu, ca o explozie. Cu toate acestea, acest lucru nu se întâmplă. Nu înseamnă orice coliziune de molecule de reactanți conduce la formarea produșilor de reacție.
chimist suedez Svante Arrhenius în 1889 a sugerat că reacția ia numai acele molecule cu care se confruntă a căror energie cinetică depășește o anumită valoare minimă caracteristică pentru această reacție se numește energie de activare. Astfel de molecule sunt obținute denumire activă.
Moleculele au diferite de energie cinetică și viteza de deplasare, prin urmare, inegală. Folosind metode speciale de statistică matematică și teoria probabilităților, pentru fiecare temperatură se poate obține o descriere cantitativă a acestei distribuții (Maxwell).
Fig. 3. Distribuția oxigenului molecular în vitezele la temperaturi diferite
Maxima pe curbele corespunde vitezei cel mai probabil, la aceeași temperatură.
De exemplu, la 20 ° C timp de aproximativ 10% din moleculele de oxigen au viteze mai mari de 700 m / s. O fracție de 100 de molecule de grade, la viteze mai mari de 700 m / s, devine egal cu 17%.
Această energie suplimentară, necesară pentru a da moleculele de reactanți pentru a le face activ, numit EA energie de activare. Aceasta depinde de natura reactanților, și este o caracteristică importantă a oricărei reacții chimice cinetică.
ecuația Arrhenius se referă constanta vitezei de reacție și energia sa de activare:
unde: k - viteză de reacție constantă;
Un factor -predeksponentsialny (factor Arrhenius) constant pentru această reacție;
baza de e- logaritmului natural;
energie de activare EA-, J / mol;
T - temperatura, K;
R - gaz universal constant 8.314 J / mol K.
Din ecuația de mai sus este evident că, cu cât energia de activare, este mai mica constanta vitezei de reacție. Prin urmare, reacția cu valori foarte mici Ea (mai mică de 40 kJ / mol) se produc aproape instantaneu. Dacă Ea este foarte mare (mai mare de 120 kJ / mol), de exemplu, în cazul oxidării azotului molecular sau dioxid de sulf cu oxigen, atunci reacția nu poate fi detectată la temperaturi normale.
Un factor important care influențează viteza reacțiilor chimice este natura intermediarilor care rezultă, care sunt numite în cinetica chimică a complexelor activate sau stările de tranziție. La doar lor de educație și energia de activare necesară.
Luați în considerare exemplul interacțiunii lor în faza de vapori de hidrogen și iod pentru a forma iodhidric:
H2 + I2 → 2 HI + kJ 15,9
În timpul conversiei chimice a sistemului de pornire starea de energie (cu entalpia totală ΣHiskh toate componentele.) Devine starea finală (cu ΣHprod totală de entalpie.) Cu o schimbare de entalpie = -15,9 kJ AH.
Interact numai molecule care au energie egală sau mai mare decât energia de activare. Când se apropie de H2 și I2 molecule active apare stare intermediară - configurație specifică complexă activată:
Figura 4. Configurare complexă activat
Molecula complexă activată a materialelor de pornire nu este încă complet dispărut, iar moleculele produșilor de reacție nu este format în întregime. Prin urmare, în esență, este o tranzitorie, instabilă și există un timp foarte scurt. Dezintegrarea rapid HI pentru a forma produsul final de reacție.
Calculele arată că progresul reacției prin formarea unui complex activat necesită o energie de activare mai mică decât apariția unor noi conexiuni după o disociere moleculară completă a materiilor prime. Constatat de experimental energia de activare a acestei reacții (170,5 kJ / mol) este mult mai mică decât energia unui rupere plin de obligațiuni în moleculele de iod și hidrogen (580.5 kJ / mol). Prin urmare, cele mai multe reacții chimice are loc prin formarea de complexe activate. Odată cu formarea complecșilor activi este fenomenul de cataliză.