Κινητική και Θεωρία Σύγκρουσης χημεία γ λυκείου

Κινητική και Θεωρία Σύγκρουσης

Τρόποι για να επηρεάσετε τον ρυθμό μιας αντίδρασης

Η ΘΕΩΡΊΑ ΤΗΣ ΜΕΤΑΒΑΤΙΚΉΣ ΚΑΤΆΣΤΑΣΗΣ 

Πώς επηρεάζεται η ταχύτητα της αντίδρασης;

Κινητική και Θεωρία Σύγκρουσης

Η χημική κινητική είναι η μελέτη των ρυθμών των χημικών αντιδράσεων ή του πόσο γρήγορα συμβαίνουν οι αντιδράσεις. Η κύρια απαίτηση για να συμβεί μια αντίδραση είναι ότι τα αντιδρώντα σωματίδια (άτομα ή μόρια) πρέπει να συγκρούονται και να αλληλεπιδρούν μεταξύ τους με κάποιο τρόπο. Αυτή είναι η κεντρική ιδέα του μοντέλου σύγκρουσης , το οποίο χρησιμοποιείται για να εξηγήσει πολλές από τις παρατηρήσεις που έγιναν σχετικά με τη χημική κινητική.

Η θεωρία σύγκρουσης δηλώνει ότι ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης είναι ανάλογος με τον αριθμό των συγκρούσεων μεταξύ των αντιδρώντων μορίων. Όσο πιο συχνά συγκρούονται τα αντιδρώντα μόρια, τόσο πιο συχνά αντιδρούν μεταξύ τους και τόσο πιο γρήγορος είναι ο ρυθμός αντίδρασης. Στην πραγματικότητα, μόνο ένα μικρό κλάσμα των συγκρούσεων είναι αποτελεσματικές συγκρούσεις . Αποτελεσματικές συγκρούσεις είναι αυτές που καταλήγουν σε χημική αντίδραση.

Προκειμένου να παραχθεί μια αποτελεσματική σύγκρουση, τα αντιδρώντα σωματίδια πρέπει να διαθέτουν κάποια ελάχιστη ποσότητα ενέργειας. Αυτή η ενέργεια, που χρησιμοποιείται για την έναρξη της αντίδρασης, ονομάζεται ενέργεια ενεργοποίησης . Για κάθε δείγμα σωματιδίων αντιδρώντων θα υπάρχουν μερικά που διαθέτουν αυτό το ποσό ενέργειας. Όσο μεγαλύτερο είναι το δείγμα, τόσο μεγαλύτερος είναι ο αριθμός των αποτελεσματικών συγκρούσεων και τόσο πιο γρήγορος ο ρυθμός αντίδρασης. Ο αριθμός των σωματιδίων που διαθέτουν αρκετή ενέργεια εξαρτάται από τη θερμοκρασία των αντιδρώντων. Εάν τα αντιδρώντα σωματίδια δεν διαθέτουν την απαιτούμενη ενέργεια ενεργοποίησης όταν συγκρούονται, αναπηδούν το ένα από το άλλο χωρίς να αντιδρούν.

Ορισμένες χημικές αντιδράσεις απαιτούν επίσης τα σωματίδια των αντιδραστηρίων να βρίσκονται σε συγκεκριμένο προσανατολισμό για να προκληθεί αποτελεσματική σύγκρουση. Εάν τα σωματίδια των αντιδραστηρίων δεν έχουν αυτόν τον προσανατολισμό όταν συγκρούονται, η σύγκρουση δεν θα είναι αποτελεσματική. Η αντίδραση του όζοντος με το μονοξείδιο του αζώτου είναι ένα παράδειγμα για το πώς ο προσανατολισμός μπορεί να είναι σημαντικός.

Συνοψίζοντας, οι απαιτήσεις για μια αποτελεσματική σύγκρουση (για να συμβεί μια χημική αντίδραση):

1. Τα αντιδρώντα πρέπει να συγκρούονται μεταξύ τους.

2. Τα μόρια πρέπει να έχουν αρκετή ενέργεια για να ξεκινήσουν την αντίδραση (που ονομάζεται ενέργεια ενεργοποίησης).

3. Τα μόρια πρέπει να έχουν τον σωστό προσανατολισμό.

Τρόποι για να επηρεάσετε τον ρυθμό μιας αντίδρασης

Πέντε από τους πιο συνηθισμένους τρόπους επηρεασμού του ρυθμού αντίδρασης μπορούν να εξηγηθούν χρησιμοποιώντας τη θεωρία σύγκρουσης. Αυτοί είναι:

1.	αλλάζοντας τη φύση των αντιδρώντων
2.	αλλαγή της συγκέντρωσης ενός ή περισσότερων από τα αντιδρώντα
3.	αλλαγή της θερμοκρασίας στην οποία εκτελείται μια αντίδραση
4.	αλλάζοντας την επιφάνεια ενός στερεού αντιδραστηρίου
5.	προσθέτοντας έναν καταλύτη

Προκειμένου να προσδιοριστεί πειραματικά η επίδραση καθεμιάς από αυτές τις αλλαγές, είναι απαραίτητο να πραγματοποιηθούν τουλάχιστον δύο πειράματα στα οποία όλες οι μεταβλητές εκτός από μία παραμένουν σταθερές και στη συνέχεια να συγκριθούν οι προκύπτοντες ρυθμοί αντίδρασης.

Ο ρυθμός μιας αντίδρασης μπορεί να προσδιοριστεί με τη μέτρηση του ρυθμού με τον οποίο εξαφανίζονται τα αντιδρώντα ή του ρυθμού με τον οποίο σχηματίζονται τα προϊόντα. Η διαδικασία είναι απλή εάν ένα από τα προϊόντα είναι αέριο. Όσο πιο γρήγορα παράγεται το αέριο, τόσο πιο γρήγορος είναι ο ρυθμός της αντίδρασης. Εξετάστε το παράδειγμα 

Αποσύνθεση υπεροξειδίου του υδρογόνου

 Το υπεροξείδιο του υδρογόνου αποσυντίθεται για να σχηματίσει αέριο οξυγόνο και νερό με την ακόλουθη αντίδραση

2 H 2 O 2 (aq) 2 H 2 O (l) + O 2 (g)

Ο σχηματισμός φυσαλίδων O 2 (g) μας δίνει μια ένδειξη του ρυθμού αντίδρασης. Όσο πιο γρήγορος είναι ο ρυθμός με τον οποίο σχηματίζονται οι φυσαλίδες, τόσο πιο γρήγορος είναι ο ρυθμός αντίδρασης.

Οι δύο παρακάτω σωλήνες δείχνουν τα αποτελέσματα δύο αντιδράσεων. Καθένα περιέχει λίγο υπεροξείδιο του υδρογόνου, αλλά μια μικρή ποσότητα αίματος (καταλύτης για την αντίδραση) έχει προστεθεί στο σωλήνα στα δεξιά. Ο ταχύτερος ρυθμός σχηματισμού φυσαλίδων στα δεξιά υποδηλώνει ταχύτερο ρυθμό αντίδρασης. Από αυτό θα μπορούσαμε να συμπεράνουμε ότι η προσθήκη ενός καταλύτη σε μια αντίδραση αυξάνει τον ρυθμό της. Φυσικά, θα πρέπει να κάνουμε περισσότερα πειράματα για να αυξήσουμε την εμπιστοσύνη μας σε αυτήν την υπόθεση.

                                         . Παρόμοιες συγκρίσεις μπορούν να γίνουν και για άλλες αντιδράσεις στις οποίες ένα από τα προϊόντα ή τα αντιδρώντα είναι χρωματισμένο. Σε αυτή την περίπτωση, ο ρυθμός εμφάνισης ή εξαφάνισης του χρώματος μας δίνει πληροφορίες για τον ρυθμό αντίδρασης.

Η ΘΕΩΡΊΑ ΤΗΣ ΜΕΤΑΒΑΤΙΚΉΣ ΚΑΤΆΣΤΑΣΗΣ 

Η θεωρία της μεταβατικής κατάστασης (ή θεωρία ενεργοποιημένου συμπλόκου) εξηγεί πώς συμβαίνουν οι χημικές αντιδράσεις σε μοριακό επίπεδο.

🔹 Βασική Ιδέα:
Όταν τα αντιδρώντα μόρια συγκρούονται, δεν μετατρέπονται αμέσως σε προϊόντα. Αντίθετα, σχηματίζουν ένα ενεργοποιημένο σύμπλοκο ή μεταβατική κατάσταση, μια ασταθή ενδιάμεση κατάσταση όπου οι παλιοί χημικοί δεσμοί αρχίζουν να σπάνε και νέοι δεσμοί σχηματίζονται.

🔹 Σημαντικά Σημεία:

1. Ενέργεια Ενεργοποίησης (Ea): Τα μόρια πρέπει να αποκτήσουν αρκετή ενέργεια για να φτάσουν στη μεταβατική κατάσταση.
2. Μεταβατική Κατάσταση: Είναι η κορυφή του ενεργειακού φράγματος της αντίδρασης.
3. Ρυθμός Αντίδρασης: Όσο χαμηλότερη η ενέργεια ενεργοποίησης, τόσο ταχύτερη είναι η αντίδραση.
4. Καταλύτες: Μειώνουν την ενέργεια ενεργοποίησης, διευκολύνοντας τον σχηματισμό της μεταβατικής κατάστασης.

🔹 Παράδειγμα – Αντίδραση μεταξύ H₂ και I₂:

$$H_2 + I_2 \rightarrow 2HI$$

Τα μόρια H₂ και I₂ σχηματίζουν το ενεργοποιημένο σύμπλοκο $(H \cdots I \cdots H)$ πριν διασπαστούν και σχηματίσουν το τελικό προϊόν HI.

📌 Συμπέρασμα: Η θεωρία αυτή μας βοηθά να κατανοήσουμε γιατί ορισμένες αντιδράσεις είναι αργές ή γρήγορες και πώς μπορούμε να τις επιταχύνουμε! 🚀

να κλασικό παράδειγμα χημικής αντίδρασης όπου η ταχύτητα αντίδρασης εξαρτάται από τη συχνότητα συγκρούσεων είναι η αντίδραση του υδροχλωρίου (HCl) με μαγνήσιο (Mg):

Αντίδραση:

$$Mg(s) + 2HCl(aq) \rightarrow MgCl_2(aq) + H_2(g)$$ 

Το μαγνήσιο αντιδρά με το υδροχλωρικό οξύ, παράγοντας χλωριούχο μαγνήσιο και αέριο υδρογόνο.

---

Πώς επηρεάζεται η ταχύτητα της αντίδρασης;

🔹 Συγκέντρωση $HCl$: Αν αυξήσουμε τη συγκέντρωση του οξέος, περισσότερα ιόντα $H^+$ θα συγκρούονται με την επιφάνεια του μαγνησίου, αυξάνοντας την ταχύτητα αντίδρασης.

🔹 Θερμοκρασία: Αν θερμάνουμε το διάλυμα, τα μόρια κινούνται ταχύτερα, αυξάνοντας τη συχνότητα και την ενέργεια των συγκρούσεων.

🔹 Επιφάνεια μαγνησίου: Αν χρησιμοποιήσουμε μαγνήσιο σε μορφή σκόνης αντί για συμπαγές κομμάτι, αυξάνεται η επιφάνεια επαφής με το οξύ και γίνονται περισσότερες συγκρούσεις ανά δευτερόλεπτο.

📌 Παρατήρηση: Αν προσθέσουμε καταλύτη, η ενέργεια ενεργοποίησης μειώνεται και η αντίδραση επιταχύνεται χωρίς να αλλάξει η συχνότητα των συγκρούσεων. 🚀

ντίδραση που εξετάζεται:

$$N_2(g) + 3H_2(g) \rightarrow 2NH_3(g)$$

Αυτή είναι η αντίδραση Haber, η οποία χρησιμοποιείται για την παραγωγή αμμωνίας ($NH_3$) από άζωτο ($N_2$) και υδρογόνο ($H_2$).

---

Τι μας λέει το κείμενο και οι εξισώσεις;

• Ταχύτητα αντίδρασης: Καθώς προχωρά η αντίδραση, η συγκέντρωση των αντιδρώντων (N₂ και H₂) μειώνεται, ενώ η συγκέντρωση των προϊόντων (NH₃) αυξάνεται.
• Η ταχύτητα της αντίδρασης μπορεί να μετρηθεί με τον ρυθμό κατανάλωσης των αντιδρώντων ή τον ρυθμό παραγωγής των προϊόντων.

Οι εξισώσεις δείχνουν τον μέσο ρυθμό μεταβολής της συγκέντρωσης με την πάροδο του χρόνου ($\Delta t$):

• Ο ρυθμός κατανάλωσης του $N_2$:

  $$υ_{N_2} = - \frac{\Delta [N_2]}{\Delta t}$$

  Το αρνητικό πρόσημο δείχνει ότι η συγκέντρωση του $N_2$ μειώνεται με τον χρόνο.

• Ο ρυθμός κατανάλωσης του $H_2$:

  $$υ_{H_2} = - \frac{\Delta [H_2]}{\Delta t}$$

  Επίσης αρνητικός, γιατί το $H_2$ καταναλώνεται.

• Ο ρυθμός παραγωγής του $NH_3$:

  $$υ_{NH_3} = \frac{\Delta [NH_3]}{\Delta t}$$

  Είναι θετικός, γιατί η συγκέντρωση της αμμωνίας αυξάνεται.

---

Βασικό συμπέρασμα:

Η ταχύτητα αντίδρασης μπορεί να υπολογιστεί είτε από τη μείωση της συγκέντρωσης των αντιδρώντων είτε από την αύξηση των προϊόντων. Η αντίδραση αυτή έχει σταθμούς στοιχειομετρικούς συντελεστές (1:3:2), που επηρεάζουν τη σχέση μεταξύ των ταχυτήτων κατανάλωσης και παραγωγής.

Μονάδες μέτρησης της ταχύτητας αντίδρασης

Δίνεται από τον τύπο:

$$υ = \frac{\Delta [C]}{\Delta t}$$

όπου:

• $[C]$ είναι η συγκέντρωση μιας ουσίας (συνήθως σε mol/L ή Molarity (M))
• $t$ είναι ο χρόνος (συνήθως σε δευτερόλεπτα (s) ή λεπτά (min))

Άρα, οι μονάδες της ταχύτητας αντίδρασης είναι:

$$\text{mol} \cdot \text{L}^{-1} \cdot \text{s}^{-1} \quad \text{ή} \quad M \cdot s^{-1}$$

---

Παραδείγματα μονάδων σε διαφορετικές αντιδράσεις

1️⃣ Για μια ομογενή αντίδραση (σε διάλυμα ή αέριο στάδιο):

• Μονάδες: mol·L⁻¹·s⁻¹ (ή M·s⁻¹)

2️⃣ Για ετερογενείς αντιδράσεις (π.χ. στερεό με αέριο):

• Η ταχύτητα μπορεί να εκφραστεί ως:
  • mol·m⁻²·s⁻¹ (όπου m² είναι η επιφάνεια επαφής)
  • mol·g⁻¹·s⁻¹ (όπου g είναι η μάζα του καταλύτη)

3️⃣ Για ραδιενεργές διασπάσεις (που ακολουθούν κινητική 1ης τάξης):

• Μονάδες: s⁻¹ (γιατί η ταχύτητα εξαρτάται από τον χρόνο και όχι από τη συγκέντρωση)

---

Συμπέρασμα

Η πιο συνηθισμένη μονάδα είναι mol·L⁻¹·s⁻¹, αλλά μπορεί να αλλάξει ανάλογα με το είδος της αντίδρασης και το φυσικό περιβάλλον όπου πραγματοποιείται. 🚀

Η εικόνα αναλύει την ταχύτητα της αντίδρασης:

$$H_2(g) + I_2(g) \rightarrow 2HI(g)$$

και πώς υπολογίζεται ο ρυθμός κατανάλωσης των αντιδρώντων και ο συνολικός ρυθμός αντίδρασης.

---

Δεδομένα της εικόνας

• Ο ρυθμός αύξησης της συγκέντρωσης του $HI$ δίνεται ως 0,04 mol·L⁻¹·s⁻¹.
• Θέλουμε να βρούμε τον ρυθμό μείωσης του $H_2$ και την ταχύτητα της αντίδρασης.

---

Ανάλυση των ερωτημάτων

(α) Υπολογισμός του ρυθμού μείωσης του $H_2$

Από τον ορισμό της ταχύτητας αντίδρασης:

$$υ_{HI} = \frac{\Delta [HI]}{\Delta t}$$

Σύμφωνα με τη στοιχειομετρία της αντίδρασης:

• Για κάθε 1 mol $H_2$ που αντιδρά, παράγονται 2 mol $HI$.
• Άρα, η ταχύτητα σχηματισμού του $HI$ είναι διπλάσια από την ταχύτητα κατανάλωσης του $H_2$.

Δηλαδή:

$$υ_{HI} = 2 \cdot υ_{H_2}$$

ή

$$υ_{H_2} = \frac{υ_{HI}}{2} = \frac{0,04}{2} = 0,02 \text{ M·s⁻¹}$$

---

(β) Υπολογισμός της συνολικής ταχύτητας αντίδρασης

Η ταχύτητα αντίδρασης δίνεται από τον γενικό τύπο:

$$υ = \frac{1}{2} \cdot \frac{\Delta [HI]}{\Delta t}$$

Αντικαθιστώντας:

$$υ = \frac{1}{2} \cdot 0,04 = 0,02 \text{ M·s⁻¹}$$

---

Συμπέρασμα

• Ο ρυθμός κατανάλωσης του $H_2$ είναι 0,02 M·s⁻¹.
• Η ταχύτητα της αντίδρασης είναι επίσης 0,02 M·s⁻¹, διότι λαμβάνουμε υπόψη τη στοιχειομετρική σχέση των αντιδρώντων και προϊόντων.

🔹 Βασική έννοια: Ο ρυθμός μιας αντίδρασης δεν είναι πάντα ίσος με την ταχύτητα σχηματισμού των προϊόντων – εξαρτάται από τους συντελεστές της χημικής εξίσωσης! 🚀