|
|
Большая Советская Энциклопедия (цитаты)
|
|
|
|
|
Энергия активации | Энергия активации (далее Э) разность между значениями средней энергии частиц (молекул, радикалов, ионов и др.), вступающих в элементарный акт реакции, и средней энергии всех частиц, находящихся в реагирующей системе. Для различных реакций Э изменяется в широких пределах - от нескольких до ~ 10 дж./ моль. Для одной и той же реакции значение Э зависит от вида функций распределения молекул по энергиям их поступательного движения и внутренним степеням свободы (электронным, колебательным, вращательным). Как статистическую величину Э следует отличать от пороговой энергии, или энергетического барьера, - минимальной энергии, которой должна обладать одна пара сталкивающихся частиц для протекания данной элементарной реакции.
В рамках представлений теории абсолютных скоростей реакций Э - разность между значениями средней энергии активированных комплексов и средней энергии исходных молекул.
Представления об Э возникли в 70-80-х гг. 19 в. в результате работ Я. Вант-Гоффа и С. Аррениуса, посвященных изучению влияния температуры на скорость реакции. Константа скорости реакции k связана с Э (Е) уравнением Аррениуса:
k = koe-E/RT
где R - газовая постоянная, Т - абсолютная температура в К, ko - постоянная, называемая предэкспоненциальным множителем константы скорости. Это уравнение, основанное на молекулярно-кинетической теории, позже было получено в статистической физике с учетом ряда упрощающих предположений, одно из которых - независимость Э от температуры. Для практики и для теоретических расчетов в сравнительно узких температурных интервалах это предположение справедливо.
Э можно найти по экспериментальным данным несколькими способами. Согласно одному из них, исследуют кинетику реакции при нескольких температурах (о методах см. в ст. Скорость химической реакции) и строят график в координатах k - 1/T; тангенс угла наклона прямой на этом графике, в соответствии с уравнением Аррениуса, равен Е. Для одностадийных обратимых реакций (см. Обратимые и необратимые реакции) Э. а. реакции в одном из направлений (прямом или обратном) можно вычислить, если известна Э реакции в другом и температурная зависимость константы равновесия (из термодинамических данных). Для более точных расчетов следует учитывать зависимость Э от температуры.
Э сложных реакций представляет собой комбинацию Э элементарных стадий. Иногда, помимо истинной Э, определяемой по уравнению Аррениуса, используют понятие "кажущейся" Э Например, если константы скоростей гетерогенно-каталитических реакций определяют по изменению объемных концентраций исходных веществ и продуктов, то кажущаяся Э отличается от истинной на величину тепловых эффектов, сопровождающих процессы адсорбции и десорбции реагирующих веществ на поверхности катализатора. В неравновесных системах, например плазмохимических (см. Плазмохимия), определение Э является очень сложной задачей. В некоторых случаях, однако, возможно формальное применение уравнения Аррениуса.
Э - важнейшее понятие кинетики химической; ее значения включают в специальные справочники и используют в технологии для расчета скоростей реакций в различных условиях.
Лит. см. при ст. Кинетика химическая.
Ю. А. Колбановский. |
Для поиска, наберите искомое слово (или его часть) в поле поиска
|
|
 |
 |
 |
|
