Atomy, cząsteczki lub jony muszą się zderzyć, zanim będą mogły ze sobą reagować. Atomy muszą znajdować się blisko siebie, aby tworzyć wiązania chemiczne. To założenie jest podstawą teorii, która wyjaśnia wiele obserwacji dotyczących kinetyki chemicznej, w tym czynników wpływających na szybkość reakcji.

Teoria zderzeń opiera się na postulatach, że (i) szybkość reakcji jest proporcjonalna do szybkości zderzeń reagentów, (ii) reagujące gatunki zderzają się w orientacji umożliwiającej kontakt między atomami, które łączą się ze sobą w produkcie, oraz (iii) zderzenie zachodzi z odpowiednią energią, aby umożliwić wzajemną penetrację powłok walencyjnych reagujących gatunków, tak aby elektrony mogły się przegrupować i utworzyć nowe wiązania (i nowe związki chemiczne).

Na przykład w reakcji fazy gazowej między tlenkiem węgla a tlenem, zachodzącej w wysokiej temperaturze i ciśnieniu, pierwszym krokiem jest zderzenie dwóch cząsteczek.

Jednak może istnieć wiele różnych możliwych względnych orientacji, w których zderzają się te dwie cząsteczki. W związku z tym orientacja zderzających się cząsteczek ma ogromne znaczenie w częściowym określeniu możliwości zajścia między nimi reakcji.

W jednym przypadku strona tlenowa cząsteczki tlenku węgla może zderzyć się z cząsteczką tlenu. W innym przypadku strona węglowa cząsteczki tlenku węgla może zderzyć się z cząsteczką tlenu. Drugi przypadek z większym prawdopodobieństwem doprowadzi do powstania dwutlenku węgla, z centralnym atomem węgla związanym z dwoma atomami tlenu (O = C = O).

Jednak nawet jeśli zderzenie nastąpi we właściwej orientacji, gwarancja, że reakcja będzie przebiegać w kierunku wytworzenia dwutlenku węgla, jest ograniczona. Dzieje się tak dlatego, że oprócz właściwej orientacji, zderzenie musi również wystąpić z wystarczającą energią zwaną energią aktywacji, aby spowodować powstanie produktu. Kiedy gatunki reagentów zderzają się zarówno z prawidłową orientacją, jak i wystarczającą energią aktywacji, łączą się, tworząc niestabilny gatunek zwany aktywowanym kompleksem lub stanem przejściowym. Gatunki te żyją krótko i zwykle nie są wykrywalne przez większość instrumentów analitycznych. W niektórych przypadkach zaawansowane pomiary spektralne mogą obserwować stany przejściowe.

Teoria zderzeń wyjaśnia, dlaczego większość szybkości reakcji wzrasta wraz ze wzrostem temperatury; wraz ze wzrostem temperatury wzrasta częstotliwość zderzeń. Więcej zderzeń oznacza szybsze tempo reakcji, przy założeniu, że energia zderzeń jest odpowiednia.

Energia aktywacji

Minimalna energia niezbędna do wytworzenia produktu podczas zderzenia między reagentami nazywana jest energią aktywacji (_Ea). Różnica w wymaganej energii aktywacji i energii kinetycznej dostarczanej przez zderzające się cząsteczki reagentów jest podstawowym czynnikiem wpływającym na szybkość reakcji chemicznej. Jeśli energia aktywacji jest znacznie większa niż średnia energia kinetyczna cząsteczek, reakcja będzie przebiegać powoli, ponieważ tylko kilka szybko poruszających się cząsteczek będzie miało wystarczająco dużo energii, aby zareagować. Jeśli energia aktywacji jest znacznie mniejsza niż średnia energia kinetyczna cząsteczek, duża część cząsteczek będzie odpowiednio energetyczna, a reakcja będzie przebiegać szybko.

Diagramy reakcji są szeroko stosowane w kinetyce chemicznej do zilustrowania różnych właściwości interesującej nas reakcji. Pokazuje, jak zmienia się energia układu chemicznego w trakcie reakcji, przekształcając reagenty w produkty.

Na przykład rozważmy następujący diagram reakcji dla reakcji egzotermicznej: A + B → C + D;

Diagram jest wyświetlany od lewej do prawej. Początkowo układ składa się tylko z reagentów (A + B). Gdy cząsteczki reagenta o wystarczającej energii zderzą się, tworzą wysokoenergetyczny aktywowany kompleks lub stan przejściowy. Niestabilny stan przejściowy następnie rozpada się, dając stabilne produkty (C + D).

Diagram przedstawia energię aktywacji reakcji, E_a, jako różnicę energii między reagentami a stanem przejściowym. Różnica energii między reagentami a produktami odpowiada zmianie entalpii reakcji (ΔH). W tym przypadku reakcja jest egzotermiczna (ΔH < 0), ponieważ powoduje spadek entalpii układu.

Równanie Arrheniusa

Równanie Arrheniusa, k = Ae⁻^Ea/RT wiąże energię aktywacji i stałą szybkości, k, dla wielu reakcji chemicznych.

W tym równaniu R jest stałą gazu doskonałego, która ma wartość 8,314 J/mol·K, T to temperatura w kelwinach, E a to energia _aktywacji w dżulach na mol, e to stała 2,7183, a A to stała zwana współczynnikiem częstotliwości, która jest związana z częstotliwością zderzeń i orientacją reagujących cząsteczek. Równanie Arrheniusa dobrze wpisuje się w postulaty teorii zderzeń. Współczynnik częstotliwości A odzwierciedla, w jakim stopniu warunki reakcji sprzyjają prawidłowo zorientowanym zderzeniom między cząsteczkami reagentów. Zwiększone prawdopodobieństwo efektywnie zorientowanych zderzeń skutkuje większymi wartościami A i szybszymi szybkościami reakcji.

Wyraz wykładniczy, e^−Ea/RT, opisuje wpływ energii aktywacji na szybkość reakcji. Zgodnie z kinetyczną teorią molekularną, temperatura materii jest miarą średniej energii kinetycznej jej składowych atomów lub cząsteczek – niższa energia aktywacji skutkuje bardziej znaczącą frakcją odpowiednio naenergetyzowanych cząsteczek i szybszą reakcją.

Termin wykładniczy opisuje również wpływ temperatury na szybkość reakcji. Wyższa temperatura reprezentuje odpowiednio większą frakcję cząsteczek posiadających wystarczającą energię (RT) do pokonania bariery _aktywacji (E a). Daje to wyższą wartość stałej szybkości i odpowiednio szybszą szybkość reakcji.

Rozkłady energii molekularnej pokazujące liczbę cząsteczek o energiach przekraczających dwie różne energie aktywacji w danej temperaturze i daną energię aktywacji w dwóch różnych temperaturach.

Ten tekst jest adaptacją <a href=”https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/12-5-collision-theory”>Openstax, Chemia 2e, Sekcja 12.5: Teoria zderzeń.