Столкновений теория число

Множитель А в уравнении Аррениуса согласно теории активных столкновений равен числу столкновений в одном литре за 1 с (выраженному в молях) при = Са = 1 моль-л" . Множитель определяет долю активных столкновений. Произведение называется сечением столкновения и имеет порядок 10 — 10 . Относительная скорость движения молекул зависит от Т, и т . При температурах, близких к нормальным, она имеет порядок 10 см-с" . Следовательно, множитель А в уравнении Аррениуса для бимолекулярных реакций должен иметь порядок 10 — 10 л/(моль-с). Так как множитель А зависит от Т (211.15), то энергия Е не будет точно равна эффективной энергии активации, определяемой по уравнению Аррениуса. Прологарифмировав (211.14), получим [c.566]

Кинетическая теория газов позволяет рассчитать число столкновений молекул газа, происходящих в единице объем в единицу времени при данной температуре. Согласно этой теории, число столкновений пропорционально корню квадратному из абсолютной температуры. Исходя из этого можно рассчитать, во сколько раз увеличится число столкновений, например, молекул На и Ь в реакционной среде при повышении темпера-туры на 10° С [c.114]

Чтобы протекала реакция (в том числе и мономолекулярная) молекулы, которые вступают в реакцию, должны быть активированы. С точки зрения теории столкновений молекулы могут получить энергию активации в результате столкновений. Однако число двойных столкновений зависит от квадрата концентрации (или от квадрата давления), и, следовательно, казалось бы, такая реакция должна дать второй порядок. Для выхода из этого противоречия Линдеман предложил схему процессов, согласно которой при некоторых условиях число активных молекул, получающихся в результате столкновений, не зависит непосредственно от числа столкновений. [c.275]

Предэкспонента в этом уравнении, как это следует из теории столкновений, есть число столкновений в единице объема за единицу времени при единичной концентрации частиц (формула (Х.6) при Na=Nb=1),t. е. [c.293]

По современным представлениям условием протекания реакции является столкновение молекул. Согласно молекулярно-кинетической теории число соударений молекул пропорционально У. Поэтому увеличение числа столкновений при нагревании на 10°С может вызвать возрастание скорости реакции всего на 1—2 , по никак не на 100—200" , что наблюдается в действительности. [c.19]

Для того чтобы произошла химическая реакция, необходимо столкновение молекул реагирующих веществ. Однако как показывает теоретический расчет, произведенный на основе молекулярно-кинетической теории, число реальных столкновений молекул оказывается гораздо большим, чем это соответствует фактически наблюдаемой скорости реакции. Не согласуется также с числом столкновений влияние температуры на скорость химической реакции. Известно, что при повышении температуры кинетическая энергия молекул возрастает. Вместе с этим должно возрастать число столкновений и скорость реакции. По подсчетам при повышении температуры на 10° в интервале температур 300—310° К число столкновений должно возрасти примерно на 2%. Скорость же химического процесса фактически возрастает в 2—4 раза (правило Вант-Гоффа), т. е. на 100—200%. [c.124]

Две молекулы А или молекулы А и В реагируют друг с другом, что возможно лишь при кратковременном их столкновении (теория столкновений). Соответствующие реакции называются бимолекулярными. Число таких столкновений за 1 с будет тем меньше, чем меньше молекул содержится в 1 л. В таком случае имеют место следующие равенства [c.139]

В соответствии с физическим смыслом этого явления, адсорбция отсутствует при нулевом сродстве адсорбата к поверхности адсорбента. Взаимодействие молекул с поверхностью адсорбента сводится в этом случае к упругим столкновениям. Классическая теория мономолекулярной адсорбции включает и упругие столкновения в число актов адсорбции, что дает неправильное описание явления. На практике формулы типа [c.556]

Предложенная новая теория по-прежнему является теорией столкновений в том смысле, что для осуществления реакции необходимо столкновение молекул, но вместо простой кинетической теории столкновений дана гораздо более сложная трактовка. На основе их теории число столкновений и, следовательно, константу скорости можно подсчитать с гораздо большей точностью, чем на основе кинетической теории. Прежде чем обращаться к трактовке, данной как Эйрингом, так и Эвансом и Поляньи, следует рассмотреть химическое равновесие с точки зрения статистической механики. [c.70]

Т. активных столкновений. Теория химической кинетики, согласно которой химические реакции осуществляются в результате столкновения тех активных частиц, которые обладают благоприятным для протекания реакции сочетанием внутримолекулярных движений скорость таких реакций пропорциональна числу активных столкновений в единицу времени. [c.431]

Скорость обеих противоположно направленных реакций в равновесном состоянии может быть вычислена следующим образом. По воззрениям кинетической теории газов мы рассматриваем молекулы в виде шаровидных образований, находящихся в беспрерывном и беспорядочном движении. Если при этом молекула СО, приходит в сферу действия молекулы Н, или если она сталкивается с последней, то создаются условия для обменного разложения обеих молекул на СО и Н О. Если сперва предположить, что при каждом таком столкновении образование СО и Н,0 фактически происходит, то искомая скорость реакции является пропорциональной числу таких столкновений. Зависимость числа столкновений от концентрации смеси выводится следующим образом. [c.67]

Как следует из кинетической теории, число взаимных столкновений молекул, характеризующих интенсивность химического превращения, пропорционально концентрациям реагирующих веществ. Таким образом, за скорость химической реакции принимают изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени. [c.166]

Однако, как показывает теоретический расчет, произведенный на основе молекулярно-кинетической теории, число реальных столкновений молекул оказывается гораздо большим, чем это соответствует фактически наблюдаемой скорости реакции. Не согласуется также с числом столкновений влияние температуры на скорость химической реакции. Известно, что при повышении температуры кинетическая энергия молекул возрастает. Вместе с этим должно возрастать число столкновений и скорость реакции. По подсчетам при повышении температуры на 10° в интервале температур 300—310°К число столкновений должно возрасти примерно на 2%. [c.119]

С молекулярно-кинетической точки зрения, бимолекулярная реакция может идти в случае столкновения молекулы А с молекулой В или их составных частей (ионов). Число таких столкновений зависит от того количества молекул А и В, которое находится в единице объема. Чем выше концентрация реагирующих веществ, тем, следовательно, больше возможность столкновений между молекулами. Однако не каждое столкновение молекул приводит к образованию новых веществ. Опытные данные показывают, что скорость реакции не соответствует вычисленному на основании кинетической теории числу возможных столкновений между молекулами. Количество действительно реагирующих молекул в единицу вре-мене всегда меньше числа сталкивающихся молекул за тот же промежуток времени. Реагируют только те из сталкивающихся между собой частиц, которые обладают большим запасом энергии. За счет столкновения таких активных молекул и происходит химическая реакция. [c.239]

Теория активных столкновений. Общее число столкновений между молекулами для идеальных газов может быть определено на основе выводов кинетической теории газов. Это позволяет, зная энергию активации, рассчитать общее число эффективных столкновений и отсюда — скорость реакции. Рассмотрим этот метод только применительно к двухмолекулярным реакциям, для которых он наиболее нагляден. [c.654]

Согласно классической теории, число двойных столкновений в 1 см в секунду с энергией молекул, не меньшей Е, определяется соотношением [c.466]

Практическая проверка этого уравнения показала, что в ряде случаев учет всех колебательных степеней свободы дает ненормально большие значения скорости. Усовершенствование теории Гиншельвуда было сделано Касселем и Слетером. Характерной особенностью их воззрений является гипотеза о том, что для химического превращения не нужна активация всех степеней свободы. В активации участвуют только связи, непосредственно вступающие в химическое превращение. Поэтому необходимо вычислить вероятность того, что нужная энергия сосредоточится на определенном осцилляторе. Согласно Слетеру, перераспределение между атомами происходит только в момент столкновения. Теория Касселя и Слетера позволили получить лучшее согласие с опытом, однако и они допускают определенный произвол при анализе вопроса о подборе числа колебательных степеней свободы. [c.407]

Скорость химической реакции, согласно основной гипотезе теории столкновений, пропорциональна числу столкновений между молекулами [c.117]

Газы. В основе теплопроводности газа лежит механизм случайных блужданий — распространение и столкновение (диффузия). Молекулы высокотемпературного газа проникают между молекулами низкотемпературного газа, сталкиваются с ними и отдают кинетическую энергию. В газе, который ведет себя в соответствии с элементарной кинетической теорией, число молекул в единице объема прямо пропорционально давлению. Поскольку средняя длина свободного пробега молекулы при блуждании в таком газе обратно пропорциональна давлению, коэффициент теплопроводности не должен зависеть от давления. Это оказывается приближенно верным для большинства газов при давлении, близком к атмосферному. Это неверно, однако, ни при очень низких давлениях, когда теплопроводность газа, очевидно, должна стремиться к нулю, ни даже при умеренно низких давлениях, когда размеры сосуда меньше среднего пути свободного пробега молекул газа (так называемый кнудсеновский газ). При высоких давлениях, когда элементарная кинетическая теория не применима, следует ожидать, что теплопроводность будет зависеть от давления. [c.255]

Согласно теории столкновений, скорость реакции равна произведению числа столкновений на выражение, учитывающее, что эффективными являются только столкновения молекул, обладающих надлежащим уровнем энергии. Число столкновений определяется на основе кинетической теории газов. Из закона же распределения энергии Максвелла следует, что доля общего числа молекул, соответствующая молекулам с энергией, превышающей средний уровень значений энергии активации, составляет Отсюда получается [c.219]

Согласно теории двойных столкновений, взаимодействующие молекулы (независимо от структуры) смогут прореагировать лишь в результате соударения друг с другом. Число столкновений [c.38]

Одной из первых теорий, относящихся к катализу поверхностями твердых веществ, является теория, предложенная в 1825 г. Фарадеем некоторые ее положения справедливы и в настоящее время. В соответствии с этой теорией первая стадия представляет собой адсорбцию реагентов реакция протекает в адсорбционном слое. Считалось, что конденсация приводит к сближению молекул и большему числу взаимных столкновений и, следовательно, к более высокой скорости реакции. [c.204]

Согласно теории столкновений число сталкивающихся молекул в единицу времени в единице объема при условии, что Лд= = ив= 1, равно [c.152]

Молекулярно-кинетическая теория газов позволяет успешно объяснить свойства идеального газа на основе минимального числа исходных предположений, а также дает возможность понять причину отклонений свойств реальных газов от идеального поведения. В своей простейшей форме молекулярно-кинетическая теория исходит из предположений, что газ состоит из невзаимодействующих молекул, которые могут рассматриваться как точечные массы и находятся в состоянии постоянного движения, прерываемого лишь упругими столкновениями друг с другом и со стенками сосуда. Когда мы хотим распространить эту теорию на реальные газы, приходится учитывать, что молекулы имеют конечный объем и что между ними действуют силы взаимного притяжения. [c.156]

Бутырин Г. М., Высокопористые углеродные мате-рпалы. М., 1976. М. Е. Селин. АКТИВНЫХ СТОЛКНОВЕНИЙ ТЕОРИЯ, основана на предположения, согласно к-рому газофазная хим. р-ция осуществляется при столкновения частиц (атомов, молекул). Поскольку число Z столкновений в ед. времени, рассчитан ное на основе кгаетич. теории газов, на 10—15 порядков больше реальных скоростей р-ций, допускается, что взаимодействуют лишь те частицы, кинет п. энергия столкновения к-рых превышает нек-рую критич. величину Е — энергию активации. Скорость р-ции w определяется произведением Ze / ", где R — газовая постоянная, Г — абс. т-ра. Кроме того, вводят представление о стерическом факторе, учитывающем необходимость благоприятной для р-ции ориентации молекул в момент их столкновения. А. с. т. была раэ-работана С. Аррениусом и Я. Вант-Гоффом в 80-х гг. 19 в. и применена для расчета скоростей нек-рых простых р-ций. Дальнейшее развитие А. с. т. получила в рамках совр. представлений о динамике элементарного акта р-ции. [c.20]

Независимо от Гульдберга и Вааге закон действующих масс был получен Пфаундлером (см. [176]) путем вычисления числа столкновений между молекулами на основании кинетической теории газов. Согласно это № теории, число одновременных соударений VI молекул вещества Ах (концентрация Сх) с Уз молекулами вещества Аа (концентрация Са) и т. д. пропорционально произведению с с%. . . Отсюда можно сделать обратное-заключение скорость реакций, протекающих в одну стадию, заключающуюся в одновременном взаимодействии VI -Ь Уа -Ь = V молекул при их соударении, должна выражаться законом действующих масс. Такце реакции будем называть простыми реакциями. В соответствии с этим простыв реакции можно определить как реакции, скорость которых выражается законом действующих масс. Однако, как увидим ниже, этот признак простой реакции является необходимым, но недостаточным, так как нередки случаи, когда закону действующих масс подчиняются реакции, протекающие в несколько химических стадий (сложные реакции). [c.9]

Независимо от Гульдберга и Вааге закон действующих масс был получен также Пфаундлером [36] (1867) посредством вычисления числа столкновений между молекулами на основании кинетической теории газов. Согласно этой теории, число одновременных соударений VI молекул вещества А1 (концентрация С]) с 2 молекулами вещества Аг (концентрация Сг) и т. д. пропорционально произведению ср. .., т. е. величине (1.10). Отсюда можно сделать обратное заключение скорость реакций, протекающих в одну стадию, заключающуюся в одновременном взаимодействии Vl + V2- ...= V молекул при их соударении, должна выражаться законом действующих масс. Такие реакции будем называть простыми реакциями. В соответствии с этим простые реакции можно определить [c.7]

Существует ряд теорий для доказательства отсутствия влияния размера молекулы на реакционную способность функциональных групп [4]. Низкие скорости диффузии молекул большого размера явились причиной наиболее распространенного неправильного представления об уменьшении реакционной способности функциональных групп при переходе от малых молекул к большим. Однако эффективная реакционная способность функциональной группы зависит от частоты столкновения групп, а пе от скорости диффузии молекулы в целом. Частотой столкновения называется число столкновений одной функциональной группы с другой в единицу времени. Подвижность концевой функциональной группы растущей полимерной цепи значительно больше, чем подвижность полимерной молекулы в целом. Значительная подвижность функциональной группы обусловлена перегруппировками, которые происходят в близлежащих сегментах полимерной цени. Скорость столкновения такой функциональной группы с соседними групнамп имеет такую же величину, как и для малых люлекул. [c.49]

Келичественная теория кинетики коагуляции была развита в трудах М. Смолуховского, Г. Мюллера, Н. А. Фукса и других ученых. Смолуховским была рассмотрена кинетика коагуляции монодисперсиых золей со сферическими частйцами, которые сталкиваются между собой в результате броуновского движения. Критическое расстояние, на котором осуществляется взаи-модеиствие между частицами, принято приблизительно равным сумме радиусов частиц, что соответствует непосредственному их контакту. Согласно представлениям Смолуховского при коагуляции происходят взаимодействия только между двумя частицами, так как вероятность одновременного столкновения большого числа частиц очень мала. Таким образом, сталкиваются частицы одиночные, образуя двойные, одиночные с двойными, двойные друг с другом, тройные с одиночными и т. д. Такое представление процесса коагуляции позволяет формально применить к нему теорию бимолекулярных химических реакций. [c.321]

Для классической модели (которая к N205 неприменима) теория столкновений (см. табл. XI.2) предсказала бы отклонения от высшего предела давления вблизи 0,1 мм рт. ст, что является приблизительно в 500 раз ниже области, в которой проявляется влияние СО2. Значит, если мы сохраняем классическую модель, то меньшее число степеней свободы является активными, или дезактивация N20 при соударении очень неэффективна (примерно 1 на 100 соударений). Выбор этих предположений должен быть использован в теории Слетера, согласно которой передача энергии вдоль активных степеней свободы происходит слишком медленно и не имеет существенного значения . [c.355]

Это уравнение предполагает, что свободный радикал ОН, диффундируя к стенке, может адсорбироваться ею и в конечном счете разрушаться в результате гетерогенной рекомбинации с другим свободным радикалом. Ускорение реакции в присутствии инертного газа, как полагают, связано с уменьшением скорости диффузии ОН к поверхности сосуда. Согласно диффузионной теории [22] предполагается, что способность стенки к обрыву цепи е, т. е. среднее число столкновений активного центра со стенкой до его разрушения значительно больше, чем отношение длины свободного пути к диаметру сосуда скорость реакции (V) в этом случае обратно пропорциональна давлению и квадрату дйаметра сосуда. Принимая скорость реакции (V) равной произведению средней концентрации ОН на коэффициент К , можно выразить зависимость скорости реакции ог давления п диаметра сосуда уравнением [c.243]

Примеиепие молекулярно-кинетической теории к расчету скоростей химических реакций основано на предположении, что каждое столкновение приводит к осуществлению элементарного акта. Если это предположение правильно, то скорость химической реакции можио подсчитать по формулам для числа столкновении между молекулами. Проверим это предположение на конкретном примере экспериментально изученной реакции [c.124]

Р в теории метода столкновений и связан с вероятностью осуществления реакционноспособной конфигурации при выполнении соответствующих энергетических условий, т. е. с проблемой (помимо строения активного комплекса) все того же механизма участия всех степеней свободы молекулы в ее активации. Таким образом, в области больших отклонений опытных величин от расчетных, теория метода активного комплекса, качественно частично разрешая возникающие трудности, во многом лишь переводит их на другой язык . Сам факт существования большого числа теорий мономолекулярного распада и непре-кращающаяся разработка новых теорий показывают, что вполне удовлетворительной теории в этой области пока еще нет. [c.174]

Теория жидкого состояния значительно хуже разработана,, чем теория газообразного состояния, и это отчетливо сказывается на уровне теоретической интерпретации явлений химической кинетики в конденсированной фазе. Теория реакций в газовой фазе базируется иа двух следствиях молекулярно-кинетической теории — возможности расчета числа столкновений между реагирующими молекулами и применимости к реагирующей системе максвелл-больцмановского распределения. При переходе к реакциям в растворах приходится рассматривать третий объект — молекулы растворителя. При этом возможны два крайних случая 1) молекулы растворителя не входят в состав активного комплекса, и их взаимодействие с молекулами растворенного вещества сводится к столкновениям н ван-дер-ваальсовому взаимодействию 2) молекулы растворителя входят в состав активного комплекса и в той илн иной мере определяют кинетические свойства последнего. Взаимодействие второго типа, пожалуй, больше относится к каталитическим явлениям и будет рассмотрено ниже. Ограничиваясь первым случаем, рассмотрим, в какой мере методы кинетической теории применимы к реакциям в растворах. Можно лн для подсчета числа столкновений между реагирующими молекулами в растворах использовать газокинетическое уравнение Дать обоснованный ответ на этот вопрос трудно, и приходится ограничиваться критерием практической применимости расчета. Поскольку при изучении реакций в растворах удобно пользоваться значениями концентраций, выраженных в моль1л, газокинетическое выражение для константы скорости запишется в виде [c.181]

Зависимость скорости реакции от температуры должна была бы быть меньшей, так как число соударений согласно молекулярно-кинетической теории пропорционально корню квадратному из значения абсолютной температуры. Поэтому увеличение числа столкновений ири нагревании на 10" может повьннать скорость максимально на 2%, но не на 100—200%, как наблюдается в действительности. [c.339]

Оба эти механизма описываются одинаковым кинетическим уравнением только до тех пор, пока диссоциация Ij находится в состоянии термического равновесия и число имеющихся в наличии атомов иода определяется термической константой равновесия согласно уравнению (22-23). При более высоких температурах диссоциация усиливается, и это дает такой же результат, как и повыщение константы скорости бимолекулярной реакции. Дж. Салливэн рещил проверить обе теории, изменяя концентрацию атомов иода по сравнению с нормальной, соответствующей термической диссоциации Ij. Он осуществил это при помощи ртутной лампы, пары которой излучают свет с длиной волны 578 нм, вызывающий диссоциацию Ij. Этот свет не должен оказывать на реакцию заметного влияния, если она протекает по бимолекулярному механизму, лишь несколько понижая концентрацию Ij. Но если реакция действительно вклкэчает стадию тримолекулярных столкновений с атомами иода, скорость реакции должна возрастать с интенсивностью облучающего света, поскольку при этом образуется больше атомов иода. [c.381]

T a — температура поверхности твердой частицы T j — ударная трансформанта [58] — полное сечение столкновения, которое интерпретируется в теории рассеяния как некоторая плош адь, обладаюш,ая тем свойством, что через нее проходят частицы -й фазы, рассеиваюш,иеся при соударении друг с другом в пределах некоторого телесного угла. Например, математическое ожидание числа столкновений между молекулами газа со скоростями из [V , vJ -(- vJ J и [vJ", vJ" - - dv "] соответственно за время dt в объеме [г, г + dr] определяется как ( v — vf ) ] vf — vf (г, vf, t) X X P2 (r, vf, t) dvf dvfdrdi. [c.164]