نظرية الاصطدام في كيمياء (باللغة الإنجليزية: نظرية الاصطدام) هي نظرية ابتكرها كلاهما ماكس تروتزووويليام لويس بين عامي 1916 و 1918 لشرح حدوثها تفاعلات كيميائية وشرح الاختلاف في معدل التفاعلات مع المتفاعلات المختلفة.

توضح هذه النظرية أن التفاعل يحدث نتيجة تصادم الجسيمات المتفاعلة. ومع ذلك ، لا ينتج عن كل تصادم تفاعل ، ولكن فقط عددًا محددًا من جميع التصادمات لديه الطاقة اللازمة لحدوث اتصال فعال يؤدي إلى تحول المواد المتفاعلة إلى منتجات. هذا يرجع إلى عدد محدد من حبيبات لديها الطاقة والاتجاه الصحيح (أو الزاوية) أثناء الاصطدام لكسر أي روابط موجودة وتشكيل روابط جديدة. تسمى الاصطدامات الفعالة التي تؤدي إلى تكوين المنتجات الاصطدامات الإنتاجية.

يسمى الحد الأدنى من الطاقة اللازمة لحدوث هذا الاصطدام بطاقة التفعيل.

معادلة رياضية[عدل]

يشير علم الظواهر إلى أنه من أجل بدء التفاعل ، يجب أن يكون هناك تصادمات بين الجسيمات المتفاعلة أثناء تجاوزها طاقة الحركة في حالة الاصطدام ، كمية معينة (تمثل القليل من الطاقة) من الطاقة ، والمكونات مرتبطة ببعضها البعض. على سبيل المثال ، لنأخذ التفاعل بين مادتين:

أ + ب ← ص

حيث يتم إنتاج P. لذلك أنت تكتب معادلة معدل التفاعل على النحو التالي:

$\ displaystyle \ frac d[A] dt = – \ mathit k[A][B]$

هنا ، الأقواس الموجودة تعني أنها تعبر تركيز المادتان المتورطتان في التفاعل.

حيث تهتم نظرية الاصطدام بتحديد معامل معدل التفاعل ك. لذلك نحتاج إلى معرفة معدل الاصطدام ، أي عدد التصادمات بين A و B في الثانية ولكل منهما سنتيمتر مكعب.

${\ displaystyle Z_ AB = \ sigma \ left ({\ frac 8 \ mathit k_ B T \ pi \ mu} \ right) ^ \ frac 1 2 N_ A ^ 2[A][B]}$

و تقصد σ يتم حساب مقطع التصادم من قطري تصادم الجسيمات ،

و µ انخفاض الكتلة للجسيمات أ وب

و ن_أرقم أفوجادروالذي يعطي عدد الجزيئات في 1 مجمع تجاري من المقال.

وتعبر نظرية الاصطدام عن التغير في تركيز A بالمعامل:

${\ displaystyle f = e ^ – \ frac E_ A RT}$

وهو ما يعطي احتمال أن ينتج عن تصادم بين الجزيئين رد فعل. ونجدها في هذا المعامل طاقة التفعيل ه_أ و

و ص ثابت الغاز العام

تي درجة الحرارة في كلفن.

تصبح معادلة معدل التفاعل هي معدل تغير التركيز [A] مع الوقت:

${\ displaystyle \ frac d[A] dt = – \ frac Z_ AB \ mathit f N_ A$

عندما نقارن المعادلتين ، نحصل على:

${\ displaystyle \ frac d[A] dt = – \ sigma \ left ({\ frac 8 \ mathit k_ B T \ pi \ mu} \ right) ^ \ frac 1 2 N_ A e ^ – \ frac E_ A RT[A][B]}$

يمكن تبسيط المعادلة للحصول على معادلة أرهينيوس:

${\ displaystyle k = \ sigma \ left ({\ frac {8 \ mathit k_ B)) T \ pi \ mu \ right) ^ \ frac 1 2 N_ A e ^ – \ frac E_ A RT = Ae ^ – \ frac E_ A RT}$

تعطينا نظرية الاصطدام نتائج دقيقة في حالة تفاعل غازين ، حيث تعتبر جزيئات كل غاز كروية الشكل. ومع ذلك ، فهي ليست مناسبة للجزيئات المعقدة. ويزداد بطلان هذه النظرية كلما ابتعد شكل الجسيمات عن الشكل الكروي. ومع ذلك ، يمكن تقريب النتائج الدقيقة عن طريق إدخال “معامل الشكل” P في المعادلة:

${\ displaystyle k = \ sigma P \ left ({\ frac {8 \ mathit k_ B)) T \ pi \ mu \ right) ^ \ frac 1 2 N_ A e ^ – \ frac E_ A RT = Ae ^ – \ frac E_ A RT}$

P أقل بكثير من 1 لمعظم الجزيئات. من أجل الحصول على قيم دقيقة لـ P نظريًا ، يجب الرجوع إليها معادلة إرينغ والذي يأخذ في الاعتبار تكوين “جزيء وسيط” أثناء التفاعل.

فرضيات نظرية الاصطدام[عدل]

1. يحدث تفاعل كيميائي نتيجة تصادم الجسيمات المتفاعلة مع بعضها البعض
2. ليست كل الاصطدامات بين الجزيئات تجعلها تتفاعل كيميائيًا
3. يُعطى عامل بولتزمان جزء الجزيئات المنشطة التي لها طاقة مساوية أو أكبر من طاقة التنشيط للتفاعل
4. يؤدي رفع درجة الحرارة إلى هذا الكسر للجزيئات المنشطة
5. معدل التفاعل يساوي عدد التصادمات التي تم تنشيطها لكل وحدة حجم ولكل وحدة زمنية

المراجع[عدل]

اقرأ أيضا[عدل]

• تركيز
• تمييع (كيمياء)
• معدل التفاعل
• ثابت معدل التفاعل
• التوازن الديناميكي الحراري
• توازن ديناميكي
• مجمع تجاري
• جزء مولي
• الكتلة المولية
• نظام الحركة الحرارية
• غاز
• معادلة إرينغ
• مبدأ لو شاتيلير

• بوابة الفيزياء
• بوابة الكيمياء الفيزيائية
• بوابة الكيمياء التحليلية
• بوابة الكيمياء

مستخرج من «https://ar.wikipedia.org/w/index.php؟title=collision_theory&oldid=60288991»