Teoria zderzeń — kiedy reakcja zachodzi

Co się właśnie stało?

Podgrzałeś mieszaninę — więcej cząsteczek osiągnęło energię progową $E_a$, więc wzrósł udział zderzeń skutecznych. Zwiększenie stężenia dokłada cząsteczek, przez co zderzeń jest po prostu więcej. Oba efekty przyspieszają reakcję.

Teoria zderzeń:

Reakcja zachodzi, gdy cząsteczki się zderzą, mają dość energii ($E \ge E_a$) i właściwą orientację. Takie zderzenie nazywamy skutecznym.

— $Z$ to częstość wszystkich zderzeń (rośnie ze stężeniem), $f$ to udział cząsteczek z energią $\ge E_a$, a $p$ to czynnik orientacyjny.

Dlaczego temperatura działa tak mocno?

Udział cząsteczek o energii $\ge E_a$ rośnie wykładniczo z temperaturą (rozkład Boltzmanna), co ujmuje równanie Arrheniusa:

Dlatego podniesienie temperatury o kilkanaście stopni potrafi zwiększyć szybkość reakcji wielokrotnie — nie przez „szybsze" zderzenia, lecz przez więcej skutecznych.

A stężenie?

Więcej cząsteczek w tej samej objętości to więcej zderzeń na sekundę ($Z \uparrow$). Rośnie liczba wszystkich zderzeń, więc i tych skutecznych — reakcja idzie szybciej.

Po co Ci to na maturze:

Teoria zderzeń tłumaczy każdą regułę o szybkości reakcji: temperatura, stężenie, rozdrobnienie, katalizator (obniża $E_a$). Chwyt: zapytaj, czy dany czynnik zwiększa liczbę zderzeń, ich energię, czy obniża barierę $E_a$.

Zapamiętaj: liczy się nie każde zderzenie, lecz skuteczne — z energią $\ge E_a$ i dobrą orientacją. Szybkość reakcji $v \propto Z\cdot f$.