kollisionsteori
Kollisionsteori säger att för en kemisk reaktion ska inträffa måste reaktantmolekyler:
1. kollidera: Molekylerna måste komma i kontakt med varandra.
2. kollidera med tillräcklig energi: Kollisionen måste ha tillräckligt med energi för att bryta befintliga obligationer och bilda nya. Denna minsta energi kallas aktiveringsenergin.
3. kollidera med rätt orientering: Molekylerna måste kollidera på ett sätt som gör att de reaktiva delarna kan interagera.
Effekten av koncentration
När du fördubblar koncentrationen av en reaktant, är du i huvudsak:
* Öka antalet molekyler i en given volym: Detta innebär att det finns fler molekyler i samma utrymme.
* Öka frekvensen för kollisioner: Med fler molekyler närvarande finns det fler möjligheter för dem att kollidera med varandra.
Fördubbling av hastigheten
Eftersom kollisioner är en förutsättning för reaktioner, leder fördubblingen av kollisioner frekvensen direkt till en fördubbling av reaktionshastigheten. Detta beror på:
* Mer framgångsrika kollisioner: Fler kollisioner innebär fler möjligheter för kollisioner med tillräcklig energi och rätt orientering, vilket leder till mer framgångsrika reaktioner.
* snabbare utarmning av reaktanter: Med dubbelt så många kollisioner konsumeras reaktanterna med dubbelt så mycket som hastigheten, vilket direkt innebär en fördubblad reaktionshastighet.
Viktig anmärkning: Denna förklaring antar att reaktionen är först ordning med avseende på den reaktant vars koncentration fördubblas. Med andra ord är reaktionshastigheten direkt proportionell mot koncentrationen av den specifika reaktanten. Om reaktionen inte är första ordning kan hastighetsförändringen inte vara en enkel fördubbling.
Exempel:
Tänk på en reaktion mellan A och B:
A + B → Produkter
Om koncentrationen av A fördubblas har du dubbelt så många molekyler i samma utrymme. Detta leder till dubbelt så många kollisioner mellan A och B, och därför dubbelt så många framgångsrika reaktioner per enhetstid, vilket resulterar i en fördubblad reaktionshastighet.
