Тапсырма № 15 · ОГЭ

Теория активных столкновений

Как частицы сталкиваются и превращаются в продукты реакции

6 мин чтенияҚиындық: Обновлено 29 қыркүйек 2026

Теория активных столкновений связывает скорость химической реакции с движением частиц: реакция происходит не при каждом столкновении, а только при эффективных столкновениях. Для эффективного столкновения нужны достаточная энергия и правильная ориентация реагирующих частиц.

Основная идея теории активных столкновений

В газах частицы постоянно движутся и сталкиваются. В растворах сталкиваются ионы и молекулы, а в твёрдых веществах частицы колеблются около своих положений. Однако само столкновение ещё не означает химическое превращение: частицы могут разлететься без разрыва старых связей и образования новых.

Эффективное столкновение

Эффективное столкновение — столкновение частиц, при котором одновременно выполняются два условия: частицы обладают энергией не меньше энергии активации и сталкиваются в подходящей взаимной ориентации. Только такие столкновения приводят к химической реакции.

Поэтому скорость реакции можно объяснять числом эффективных столкновений за единицу времени. Чем больше их доля среди всех столкновений, тем быстрее расходуются исходные вещества и образуются продукты.

\[v \sim N_{\text{эфф}}\]1

Здесь \(v\) — скорость реакции, а \(N_{\text{эфф}}\) — число эффективных столкновений за единицу времени. Это качественная зависимость: конкретное значение скорости также зависит от концентрации, температуры, природы веществ и других условий.

Энергия и ориентация частиц

Частицы реагентов должны сблизиться достаточно сильно, чтобы старые химические связи могли ослабнуть или разорваться, а новые — образоваться. Минимальная энергия, необходимая для этого, называется энергией активации. Она обозначается \(E_a\) и обычно выражается в \(\mathrm{кДж/моль}\).

Условие по энергии

Столкновение может быть эффективным по энергии, если кинетическая энергия сталкивающихся частиц достаточна для преодоления энергетического барьера: \(E \ge E_a\). Чем меньше \(E_a\), тем большая доля частиц способна вступить в реакцию при той же температуре.

Во время реакции частицы проходят через неустойчивое состояние — активированный комплекс. Он существует очень недолго и соответствует вершине энергетического барьера. После его образования система может перейти к продуктам или вернуться к исходным веществам.

Не менее важна ориентация. Например, если сталкиваются сложные молекулы, нужные атомы или группы должны оказаться напротив друг друга. Столкновения с неправильной ориентацией могут иметь достаточную энергию, но всё равно не приводят к реакции.

Схематическая энергетическая диаграмма: вершина кривой соответствует активированному комплексу, а высота барьера — энергии активации.

Как условия влияют на число эффективных столкновений

Изменение условий реакции влияет прежде всего на частоту столкновений, энергию частиц или долю правильно ориентированных столкновений.

Условие	Что происходит с частицами	Результат
Увеличение концентрации	В единице объёма становится больше частиц	Столкновения происходят чаще, скорость обычно возрастает
Повышение давления газа	Частицы сближаются, концентрация газа увеличивается	Число столкновений за время возрастает
Повышение температуры	Увеличиваются средняя кинетическая энергия и доля быстрых частиц	Возрастает число столкновений с \(E \ge E_a\)
Увеличение площади поверхности твёрдого вещества	Больше частиц доступно для контакта	Увеличивается число столкновений на границе фаз
Катализатор	Появляется другой путь реакции с меньшей \(E_a\)	Возрастает доля эффективных столкновений

Правило влияния температуры

При повышении температуры увеличиваются не только частота столкновений, но и доля частиц, энергия которых достигает \(E_a\). Поэтому скорость многих реакций возрастает особенно заметно.

Катализатор не увеличивает энергию каждой частицы и не смещает химическое равновесие сам по себе. Он изменяет механизм реакции и предоставляет путь с меньшей энергией активации. В результате эффективных столкновений становится больше.

Микро-проверка

Почему повышение температуры обычно ускоряет реакцию?

Для количественного описания температурной зависимости используют уравнение Аррениуса. Оно показывает, что константа скорости зависит от температуры и энергии активации.

\[k=A\cdot e^{-\frac{E_a}{RT}}\]2

Здесь \(k\) — константа скорости, \(A\) — предэкспоненциальный множитель, \(E_a\) — энергия активации, \(R\) — универсальная газовая постоянная, \(T\) — абсолютная температура в кельвинах. При увеличении \(T\) показатель \(-E_a/(RT)\) становится менее отрицательным, поэтому \(k\) возрастает.

Связь с уравнением скорости

Теория активных столкновений объясняет микроскопическую причину изменения скорости, а скорость химической реакции и порядок реакции описывают это изменение количественно через концентрации и константу скорости.

Разобранный пример: влияние температуры

При температуре \(T_1=300\ \mathrm{K}\) константа скорости реакции равна \(k_1\). Как изменится константа скорости при повышении температуры до \(T_2=330\ \mathrm{K}\), если \(E_a=50\ \mathrm{кДж/моль}\)? Предэкспоненциальный множитель считать постоянным.

№

Шешім по шагам

Используем отношение уравнений Аррениуса. Так удобнее: неизвестный множитель \(A\) сократится.

Запишем уравнение Аррениуса для двух температур.

\(\displaystyle k_1=Ae^{-\frac{E_a}{RT_1}},\qquad k_2=Ae^{-\frac{E_a}{RT_2}}\)

Разделим второе равенство на первое.

\(\displaystyle \frac{k_2}{k_1}=e^{\frac{E_a}{R}\left(\frac{1}{T_1}-\frac{1}{T_2}\right)}\)

Переведём энергию активации в джоули на моль и подставим значения.

\(\displaystyle \frac{k_2}{k_1}=\exp\left[\frac{50000}{8.31}\left(\frac{1}{300}-\frac{1}{330}\right)\right]\)

Вычислим показатель экспоненты.

\(\displaystyle \frac{50000}{8.31}\cdot\frac{30}{99000}\approx1.82\)

Найдём отношение констант скорости.

\(\displaystyle \frac{k_2}{k_1}=e^{1.82}\approx6.2\)

Жауабы: при нагревании с \(300\) до \(330\ \mathrm{K}\) константа скорости увеличится примерно в \(6\) раз. Следовательно, при неизменных концентрациях скорость реакции также возрастёт примерно в \(6\) раз, если порядок реакции и состав системы не изменяются.

Частые ошибки

1. Считать эффективными все столкновения. 2. Забывать требование правильной ориентации. 3. Подставлять температуру в градусах Цельсия вместо кельвинов: \(T=t+273\). 4. Оставлять \(E_a\) в \(\mathrm{кДж/моль}\), когда \(R\) взята в \(\mathrm{Дж/(моль\cdot K)}\). 5. Утверждать, что катализатор увеличивает равновесный выход или расходуется полностью. 6. Путать энергию активации с тепловым эффектом реакции.

Что важно для экзамена

Реакция происходит только при эффективных столкновениях.
Эффективное столкновение требует достаточной энергии и правильной ориентации.
Повышение температуры увеличивает долю частиц с энергией не ниже \(E_a\).
Катализатор уменьшает энергию активации альтернативного пути реакции.
Давление влияет на скорость главным образом для газовых реакций.
В гетерогенной реакции важна площадь соприкосновения фаз; см. гетерогенную химическую реакцию.

Жылдам тест по теме

Жылдам тест

~ 2 мин4 вопроса

Вопрос 1 / 4

Вопрос 1 из 4 · определение

Какое столкновение называют эффективным?

Главное за минуту

Главное

Скорость реакции определяется числом эффективных столкновений частиц.
Эффективное столкновение требует энергии не меньше энергии активации и правильной ориентации.
Температура, концентрация, давление газа и площадь поверхности изменяют число эффективных столкновений.
Катализатор снижает энергию активации альтернативного механизма, но не расходуется как реагент.
Уравнение Аррениуса: \(k=A\cdot e^{-E_a/(RT)}\); температуру подставляют только в кельвинах.