La théorie de la collision: comment réactions chimiques se produisent

Pour qu'une réaction chimique ait lieu, les réactifs doivent entrer en collision. La collision entre les molécules dans une réaction chimique fournit l'énergie cinétique nécessaire pour briser les liens nécessaires afin que les nouvelles obligations peuvent être formés.

Sommaire

Parfois, même si il ya une collision, pas assez d'énergie cinétique est disponible pour être transféré - les molécules ne sont pas assez vite. Vous pouvez aider un peu la situation en chauffant le mélange de réactifs. La température est une mesure de l'énergie cinétique moyenne du molecules- élévation de la température augmente l'énergie cinétique disponible pour rompre les liaisons en cas de collision.

Les molécules doivent également entrer en collision dans la bonne orientation, ou de frapper au bon endroit, pour que la réaction se produise. Voici un exemple: Supposons que vous avez une équation montrant molécule A-B faire réagir avec C former C-A et B, comme ça:

A-B + C-C-A + B

La façon dont cette équation est écrit, la réaction exige que réactif C entrer en collision avec A-B sur UN extrémité de la molécule. Si elle touche le B fin, rien ne se passera. La UN fin de cette molécule hypothétique est appelé le site réactif, le lieu de la molécule que la collision doit avoir lieu pour que la réaction se produise.

Si C se heurte à la UN extrémité de la molécule, puis il ya une chance que suffisamment d'énergie peut être transférée à briser le A-B obligataire. Après le A-B lien est rompu, la C-A liaison peut être formée. L'équation de ce processus de réaction peut être représentée de cette façon:

C ~ A ~ B-C-A + B

Donc, pour que cette réaction se produise, il doit y avoir une collision entre C et A-B au niveau du site réactif. La collision entre C et A-B doit transférer suffisamment d'énergie pour briser le A-B obligataire, permettant au C-A lier pour former.

L'énergie est nécessaire pour rompre une liaison entre les atomes.

Cet exemple est simple. De nombreuses réactions sont en une seule étape, mais beaucoup d'autres nécessitent plusieurs étapes en allant à partir de réactifs de produits finis. Dans le procédé, plusieurs composés peuvent être formés qui réagissent entre eux pour donner les produits finaux. Ces composés sont appelés intermédiaires.

Un exemple de réactions chimiques exothermiques

Imaginez que la réaction hypothétique AB + ACC + B est exothermique - une réaction dans laquelle la chaleur se dégage (libéré) lors du passage de réactifs aux produits. Les réactifs commencent à un état d'énergie plus élevés que les produits, donc l'énergie est libérée en allant de réactifs aux produits.


Dans le schéma ci-dessous, l'énergie d'activation pour la réaction (l'énergie que vous avez à mettre dans pour obtenir la réaction aller) est affiché comme:

image0.jpg

Le schéma de l'énergie montre la collision de C et AB avec la rupture de la liaison AB et la formation de la liaison CA au sommet d'une colline de l'énergie d'activation. Ce regroupement de réactifs au sommet de la colline de l'énergie d'activation est parfois appelé le état de transition de la réaction. La différence dans le niveau des réactifs et le niveau des produits d'énergie de l'énergie est la quantité d'énergie (chaleur) qui est libérée dans la réaction.

réaction exothermique d'AB + C ->C-A + B.
Réaction exothermique de A-B + C -> C-A + B.

Un exemple de réactions chimiques endothermiques

Supposons que la réaction hypothétique AB + ACC + B est endothermique - une réaction dans laquelle de la chaleur est absorbée à partir de réactifs allant aux produits - de sorte que les réactifs sont à un état d'énergie inférieur à celui des produits. Le schéma suivant illustre cette énergie réaction.

réaction endothermique de AB + C ->C-A + B.
Réaction endothermique de A-B + C -> C-A + B.

Ce diagramme montre également que l'énergie d'activation est associée à la réaction. En allant de réactifs à des produits, vous devez mettre plus d'énergie d'abord pour obtenir la réaction a commencé, et puis vous obtenez cette énergie comme le produit de réaction.

Notez que l'état de transition apparaît en haut de la colline de l'énergie d'activation - tout comme dans le diagramme d'énergie exothermique-réaction. La différence est que, en allant de réactifs en produits, l'énergie (chaleur) doit être absorbé dans l'exemple endothermique.


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