Chimica organica/Principi di Cinetica Chimica: differenze tra le versioni

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Oggi è comunemente acccettata la relazione proposta da Arrhenius
: <math> k = \mathcal{A} e^{(-\frac{E_a}{RT})} </math>
nota come equazione di Arrhenius in cui <math>\mathcal{A}</math> viene detto ''fattore pre-esponenziale'', <math>E_a</math> è lla così detta '''energia di attivazione'' della reazione e <math>R</math> è la costante universale dei gas.
Il fatto che nell'equazione compaia una costante dei gas fa intuire come il modello dal quale questa equazioneessa è scaturita fosse stato messo a punto per reazioni che avvengono allo stato gassoso. Tale modello è chiamato '''teoria degli urti'''
 
Tale modello, chiamato '''teoria degli urti''', si basa sull'idea che due molecole possono reagire tra loro solo se si trovano vicine l'una all'altra, condizione che si verifica in occasione di un urto. Non tutti gli urti portano alla reazione, ma solo quelli che possiedono determinati requisiti. Tra questi è che le molecole che urtano devono possedere una energia cinetica sufficiente a superare una sorta di sbarramento rappresentato dalla energia di attivazione.
 
La teoria degli urti è stata superata dal '''modello dello stato di transizione''', più raffinato da diversi punti di vista, uno dei quali è l'essere adatto anche alle reazioni che avvengono in soluzione. Secondo tale modello la trasformazione dei reagenti in prodotti avviene attraverso una progressiva formazione e scissione di legami chimici. Questa condizione intermedis è caratterizzata da una energia potenziale molto elevata, siacuramente più elevata di quella che caratterizza tanto le molecole di partenza quanto quelle finali. Questa condizione può essere visualizzata immaginando una reazione chimica come un percorso che debba percorrere un ciclista, nel quale le energie potenziali dei reagenti e dei prodotti sono due valli e l'energia potenziale delle molecole in via di riarrangiamento sono una catena montusoa frapposta a tali valli.
 
== Il meccanismo di reazione ==
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