A molekulák ütközésének száma - vegyi kézikönyv 21
Ez a kifejezés a korlátozó forma. amelyet előzőleg a v sebességgel mozgó molekula ütközésen keresztül mozgó gázzal (egyenlet (VII.8B.1. Ha (y) a (VII.8.4.) Egyenletben szögletes zárójelben lévő függvényt (y) jelöljük, akkor az Ip () függvény különböző értékeit y függvényében lehet kiszámolni. Ezek a táblázatban vannak felsorolva. VII.1. [C.141]
Végül, ha a használat állapotát ideális gáz egyenletből P = NKT, az ütközések számát a molekulák egy sima felületre az olyan terület I. LL 1 s is leírható ebben a formában [c.109]
Az 1/2 tényezőt bevezetjük annak érdekében, hogy elkerüljük az ütközést kétszer azonos molekulák esetén. Az ütközések teljes számán túl néha szükséges ismerni a molekulák ütközésének számát a viszonylagos sebességek olyan értékével, amelyek valahogy korlátozottak. Tehát megtaláljuk Zv. azaz a relatív sebességgel rendelkező molekulák ütközéseinek száma. egyenlő vagy meghaladja az Y0 értékét. Az V kiszámításához ebből következik, hogy a (111.96) egyenlet integránsainak első értéke V0-ból származik, és a kapott eredményt a (III, 95) egyenletbe (c.113)
Eleinte a kémiai reakciók kinetikájában túlnyomórészt formális irány volt, amelyben az egyenletek megtalálása vágyott. a reakció sebességét különböző időpillanatokban fejezzük ki, főként a folyamat fizikai paraméterei (molekulák ütközésének száma stb.) révén. Ez az irányzat lehetővé tette számunkra, hogy számos fontos szabálytalanságot hozzunk létre. Ez azonban nem ad lehetőséget arra, hogy tükrözze a kémiai kölcsönhatás sajátosságait ezeken vagy más reakciókban, és feltárja az ebben a folyamatban zajló folyamatok lényegét. [C.462]
Határozza meg a közötti ütközések számát molekulák nitrogén és argon együtt egy térfogat 1 m, és a löketek számát a gázmolekulák a érfal .adyu Area I m 1 s a 373 K és egy nitrogén parciális nyomása [c.125]
A molekulák ütközésének számát a [c. 311.]
Határozzuk meg az ütközések száma egymással molekuláris nitrogén és argon térfogatban 1 m, és a számát hatásainak gázmolekulák a érfal terület 1 m 1 s a 373 K és a parciális nyomások nitrogén és argon 1,0132.10 2,0264.10 Pa ha ohm = 3 , 64 és Od = 3,5,10 m. [C.134]
A gázmolekulák összes ütközésének számából az E feleslegben lévő molekulákra jutó frakció az átlagos értékhez képest. egyenlő az e-E / RT-vel. Más szóval, az érték azt a valószínűséget jelöli, hogy ütközés esetén a molekulák feleslegben lesznek az E. energiával szemben, mint a középérték [17]
Amint azt a molekuláris fizika tanfolyamai mutatják. az A és B molekulák ütközésének összes száma egységnyi egységnyi térfogatára vonatkoztatva [c.96]
Amint az a fenti számításból látható, amikor a hőmérséklet 10 ° C-kal emelkedik, a molekulák ütközésének száma gyakorlatilag változatlan marad, míg a reakciósebesség 2-4-szeresére növekszik. Következésképpen a molekulatömegek számának növelésével lehetetlen megmagyarázni a reakciósebesség növekvő hőmérsékletét. [C.115]
5. példa Határozzuk meg a nitrogén- és az argonmolekulák egymás közötti ütközésének számát 1 térfogatban és a gázmolekulák hatásának számát [c.42]
Mindazonáltal szem előtt kell tartani, hogy nem minden ütközés új molekulák kialakulásához vezet. A molekulák rendes körülmények közötti ütközéseinek száma. statisztikai módszerekkel számolva. nagyon nagy. Ha minden egyes ütközés új molekulák kialakulásával fejeződik be, akkor a kémiai reakciók azonnal folytatódnak. Mivel számos kémiai reakció mérhető mértékben fordul elő, ebből az következik, hogy [214]
Az ilyen sikeres találkozók relatív számát elsősorban a reagensek természete határozza meg. Ezért a molekuláris ütközések ugyanazon teljes számával az egyes reakciók aránya egészen más lehet. Másrészt viszont, amikor a hőmérséklet nő, nemcsak az ütközések száma növekszik, hanem a sikeresek részaránya is élesen emelkedik - ezért a fűtési reakciók aránya ilyen gyorsan növekszik. Különböző anyagok esetében az aktív molekulák száma ebben az esetben egyenletesen növekszik - ezáltal az egyes reakciók gyorsulásában mutatkozó különbség. - [c.123]
Korábban azt mondták, hogy az aktivációs energia feltételezése egyetért különböző kísérleti és elméleti pozíciókkal. Az aktív ütközések elmélete lehetővé teszi, hogy megmagyarázzuk a bi- és monomolekuláris reakciók sorrendjét. valamint a reakciósebesség hőmérséklet függését. Az elmélet lehetővé teszi az Arrhenius-egyenlet preexponenciális tényezőjének fizikai jelentését. amely egyenlő lesz a keverékegység egységnyi térfogatára jutó molekulák ütközések számával egységnyi idő alatt. [C.285]
. Mivel ez a sebességi állandó dimenziót meghatározásában közötti ütközések számát molekulák, egyenletben (. XVI 19) és rendre (XVI.22) helyett ben kifejezett koncentrációkat számú molekulák 1 cm-es kell helyettesíteni a koncentráció mol per - pYuOO ggYuOO [c.330]
Az első hely. nyilvánvalóan nem okoz semmiféle kétértelműséget. Ezek régi kijelentések a reagens kondenzációjáról a felületen, növelve koncentrációjukat, és ezáltal a molekulák ütközésének számát. Ráadásul ezek az abszolút reakciósebesség elméletének új következtetései az aktív komplex kialakulásának feltételeiről. [C.140]
Sebességét mérő heterogén reakciók mol / (l-c) vezet az a tény, hogy a V a függvénye lesz a reakció felület S, mivel a nagyobb ezen a területen, annál nagyobb a közötti ütközések számát molekulák a reagensek. amelyek a heterogén rendszer különböző fázisaiban vannak. Megjegyezzük, hogy T = onst egységnyi felszíni részén számos molekuláris ütközések fázis folyamatosan és a helyes értelmezése a tömeghatás törvénye tekintetében heterogén eljárások heterogén reakció sebessége (V. 17.) nem függ a felülete a reakció szakasz gén fázisok (V.18 ) nem függ a rendszer mennyiségétől. [C.114]