Keemiline kineetika on füüsikalise keemia haru, mis uurib erinevate tegurite mõju keemiliste reaktsioonide kiirusele ja mehhanismidele.

Under mehhanism keemiliste reaktsioonide all mõistetakse neid vahereaktsioone, mis tekivad lähteainete muundamisel reaktsioonisaadusteks.

Keemilise kineetika põhimõte on mõiste keemiliste reaktsioonide kiirused ... Sõltuvalt süsteemist, milles reaktsioon toimub, on "reaktsioonikiiruse" määratlus mõnevõrra erinev.

Homogeenne kemikaal reaktsioone nimetatakse reaktsioonideks, milles reagendid on samas faasis. Need võivad olla reaktsioonid gaasiliste ainete vahel või reaktsioonid vesilahustes. Selliste reaktsioonide korral keskmine kiirus (võrdne mis tahes reageeriva aine kontsentratsiooni muutusega ajaühikus)

.

Keemilise reaktsiooni hetkekiirus või tegelik kiirus on

.

Miinus sisselogimine eks osa räägib algse aine kontsentratsiooni vähenemisest. Seega homogeense keemilise reaktsiooni kiirus on lähteaine kontsentratsiooni ajaderivaat.

Heterogeenne reaktsioon nimetatakse reaktsiooniks, kus reaktiivid on erinevates faasides. Erinevates agregatsiooniastmetes olevate ainete vahelised reaktsioonid on heterogeensed.

Heterogeense keemilise reaktsiooni kiirus võrdub mis tahes lähteaine koguse muutusega ajaühikus liidese pindalaühiku kohta:

.

Kineetiline võrrand keemilist reaktsiooni nimetatakse matemaatiliseks valemiks, mis seob reaktsioonikiiruse ainete kontsentratsiooniga. Selle võrrandi saab luua ainult katseliselt.

Sõltuvalt mehhanismist liigitatakse kõik keemilised reaktsioonid lihtsateks (elementaarseteks) ja keerukateks. Lihtne nimetatakse reaktsioonideks, mis toimuvad ühes etapis võrrandi vasakule küljele kirjutatud molekulide samaaegse kokkupõrke tõttu. Üks, kaks või, mis on äärmiselt haruldane, kolm molekuli võivad osaleda lihtsas reaktsioonis. Seetõttu klassifitseeritakse lihtsad reaktsioonid monomolekulaarne, bimolekulaarne ja trimolekulaarne reaktsioonid. Kuna tõenäosusteooria seisukohalt on nelja või enama molekuli samaaegne kokkupõrge ebatõenäoline, siis reaktsioone üle kolme ei toimu. Lihtsate reaktsioonide korral on kineetilised võrrandid suhteliselt lihtsad. Näiteks reaktsiooni H2 + I2 \u003d 2 HI korral on kineetiline võrrand kuju

\u003d k ∙ C (I 2) ∙ C (H 2).

Kompleksne reaktsioonid kulgevad mitmes etapis ja kõik etapid on omavahel seotud. Seetõttu on keeruliste reaktsioonide kineetilised võrrandid keerulisemad kui lihtsad reaktsioonid. Näiteks on keeruline reaktsioon H2 + Br2 \u003d 2 HBr teada

= .

Kineetilise võrrandi keerukus on otseselt seotud reaktsioonimehhanismi keerukusega.

Keemilise kineetika põhiseadus on postulaat, mis tuleneb paljudest eksperimentaalsetest andmetest ja väljendab reaktsioonikiiruse sõltuvust kontsentratsioonist. Seda seadust nimetatakse massitegevuse seaduseks ja see ütleb, et keemilise reaktsiooni kiirus igal ajahetkel on proportsionaalne reageerivate ainete kontsentratsioonidega, mis on tõstetud teatud jõududeni.

Kui keemilise reaktsiooni võrrandil on kuju

a A + b B + d D → tooted

siis saab massitegevuse seaduse valemit esitada kui

\u003d k ∙.

Selles võrrandis on k keemilise reaktsiooni kiiruskonstant - reaktsiooni kõige olulisem omadus, mis ei sõltu kontsentratsioonidest, vaid sõltub temperatuurist. Keemilise reaktsiooni kiiruskonstant on võrdne reaktsioonikiirusega, kui kõigi ainete kontsentratsioonid on võrdsed 1 mol / l. Eksponente n 1, n 2, n 3 nimetatakse eratellimused keemiline reaktsioon ainetele A, B ja D. Lihtsate reaktsioonide korral on erakorrad väikesed täisarvud nullist kolme. Keeruliste reaktsioonide korral võivad eratellimused olla nii murd- kui ka negatiivsed arvud. Eratellimuste summat nimetatakse korrastatud keemiline reaktsioon n \u003d n 1 + n 2 + n 3. Sellel viisil , keemilise reaktsiooni järjekord on kineetilise võrrandi kontsentratsiooniastmete eksponentide summa.

Lihtsate homogeensete keemiliste reaktsioonide kineetiline klassifikatsioon

Keemilise kineetika seisukohalt liigitatakse lihtsad keemilised reaktsioonid reaktsioonideks , esimene, teine \u200b\u200bja kolmas tellimus ... Nulljärjekorra reaktsioonid on äärmiselt haruldased. Reaktsiooni kulgemiseks nulljärjestuses on selle rakendamiseks vaja konkreetseid tingimusi. Näiteks lämmastikoksiidi (5+) N 2 O 5 → N 2 O 4 + ½ O 2 lagunemisreaktsioon kulgeb nulljärjekorras ainult tahke lämmastikoksiidi (5+) korral.

Kui võtta gaasiline oksiid, siis toimub reaktsioon esimese järgu reaktsioonina.

Samas tuleks öelda, et on suur hulk reaktsioonid, milles konkreetne järjestus mis tahes aines on null. Tavaliselt on need reaktsioonid, milles antud ainet võetakse teiste reagentidega võrreldes suures koguses. Näiteks sahharoosi hüdrolüüsireaktsioonis

C12H22O11 + H20 → C6H12O6 + C6H12O

Sahharoosglükoosfruktoos

reaktsiooni osaline järjekord vee suhtes on null.

Kõige tavalisemad reaktsioonid on esimene ja teine \u200b\u200bjärjekord. Kolmanda järgu reaktsioone on vähe.

Mõelgem näiteks esimese järgu keemilise reaktsiooni kineetika matemaatilisele kirjeldusele. Lahendame sellise reaktsiooni kineetilise võrrandi

\u003d kC.

Eraldame muutujad dC \u003d - kdt. Pärast integratsiooni

\u003d -∫kdt.

lnС \u003d - kt + konst.

Leiame integreerimiskonstand, võttes arvesse algtingimust: ajahetkel t \u003d 0 on kontsentratsioon võrdne algse C \u003d C 0 väärtusega. Seega const \u003d lnC 0 ja

ln С \u003d ln С 0 - kt,

ln С - ln С 0 \u003d - kt,

\u003d - kt,

C \u003d C 0 ∙ e - kt.

See on esimese järgu reaktsiooni lahutamatu kineetiline võrrand.

Mis tahes järku reaktsiooni oluline kineetiline omadus on poolväärtusaeg τ ½. Poolväärtusaeg on aeg, mille jooksul reageerib pool aine algsest kogusest. Leidkem avaldus esimese järgu reaktsiooni pooleldi teisendusaja kohta. T \u003d τ ½ C \u003d C 0/2 korral. seega

\u003d ln \u003d - kt,

k τ ½ \u003d ln 2.

= .

Kõigi järjestuste reaktsioonide diferentsiaalsete kineetiliste võrrandite lahendamise tulemused on esitatud tabeli kujul (tabel 2). Selle tabeli andmed viitavad juhule, kui kõigil reageerivatel ainetel on sama algkontsentratsioon.

Tabel - lihtsate homogeensete reaktsioonide kineetilised omadused

Kineetiline omadus	Keemilise reaktsiooni järjekord
	n \u003d 0	n \u003d 1	n \u003d 2	n \u003d 3
1Kineetiline diferentsiaalvõrrand	\u003d k.	\u003d kC.	\u003d kC2.	\u003d kC3.
2 Integraalne kineetiline võrrand	С 0 - С \u003d kt	C \u003d C 0 ∙ e -kt	() \u003d kt	() \u003d 2 kt
3 Reaktsioonikiiruse konstant, selle mõõde	k \u003d [(mol / L) ∙ s -1]	k \u003d [s - 1]	k \u003d [(mol / L) -1 s -1]	k \u003d [(mol / L) -2 ∙ s -1]
4 Poolväärtusaeg	τ ½ =	τ ½ =	τ ½ =	τ ½ =
5 Lineaarne ajafunktsioon	C	c

Meetodid reaktsiooni järjekorra määramiseks

Keemiliste reaktsioonide järjestuste määramiseks kasutatakse diferentsiaalseid ja integraalseid meetodeid. Diferentsiaal meetodites kasutatakse diferentsiaalseid kineetilisi võrrandeid. Nende meetodite abil saadud reaktsiooni järjekord arvutatakse ja esitatakse arvuna. Sel juhul, kuna meetod põhineb kineetilisel katsel, sisaldab arvutustulemus mõningast viga.

Keemiline kineetika -see on keemia haru, mis uurib reaktsioonide kiirust ja erinevate tegurite mõju neile.

Homogeenses (ühefaasilises) protsessis kulgeb reaktsioon kogu süsteemi mahus ja selle kiirust iseloomustab mis tahes reagendi või mis tahes toote kontsentratsiooni muutus ajaühikus. Eristage keskmist kiirust v cf \u003d ± ΔС / Δt, kus ΔC on molaarse kontsentratsiooni muutus aja jooksul Δt ja tegelik kiirus ajahetkel t, mis on kontsentratsiooni derivaat aja jooksul: v \u003d ± dС / dt.

Iga konkreetse reaktsiooni kiirus katalüsaatori puudumisel sõltub reagentide kontsentratsioonist ja temperatuurist. . Heterogeensete reaktsioonide kiirus liideses sõltub ka selle pinna suurusest.

Reagentide kontsentratsioonide mõju reaktsioonikiirusele on kindlaks määratud toimivate masside seadusega: fikseeritud temperatuuril on reaktsioonikiirus proportsionaalne reaktiivi kontsentratsioonide korrutisega stöhhiomeetriliste koefitsientidega.

Reaktsiooni aA + bB \u003d cC + dD korral nimetatakse massitegevuse seaduse matemaatilist avaldist reaktsiooni kineetiline võrrand, on kirjutatud: v \u003d kС А а С B b, kus k - proportsionaalsuse tegur, mida nimetatakse kiiruse konstantiks,C A ja C BKas reagentide molaarsed kontsentratsioonid on a ja b nende stöhhiomeetrilised koefitsiendid. Kineetilise võrrandi eksponentide summat nimetatakse reaktsiooni järjekorraks. Mitmeastmelistes reaktsioonides võib reaktsiooni järjestus olla murdosa, kuid mitte üle 3.

Reaktsioonide kineetilistes võrrandites ainete kontsentratsioon kondenseerunud olekus nende muutumatuse tõttu neid ei näidata. Need konstantsed kontsentratsioonid lisatakse kiiruskonstandi koostisosadena.

Reaktsioonimehhanism nimetatakse keemilise reaktsiooni etappide kogumiks, mille tulemusena muudetakse algained lõplikeks. Reaktsioonid võivad olla ühe- või mitmeastmelised. Reaktsioonikiirus määratakse selle kõige aeglasema etapi (piirava etapi) kiiruse järgi.

Eristama homogeenneja heterogeennekeemilised reaktsioonid. Reaktsioone, mis toimuvad ühefaasilises (homogeenses) süsteemis, näiteks vedelas või gaasilises, nimetatakse homogeenne... Sellised reaktsioonid toimuvad kogu süsteemi mahus. Mitmefaasilistes süsteemides toimuvaid reaktsioone (mis koosnevad kahest või enamast faasist, näiteks gaasilisest ja tahkest faasist) nimetatakse heterogeenne... Sellised reaktsioonid toimuvad ainult liidesel. Heterogeense reaktsiooni kiiruse määrab reaktiivide kontsentratsiooni muutus pinnaühikus ajaühikus.

Molekulaarne reaktsioon nimetatakse osakeste arvuks, mis osalevad elementaarses keemilises koostoimes. Reaalsetes reaktsioonides võib molekulaarsus olla võrdne 1, 2, 3. Ühes etapis kulgevate lihtsate reaktsioonide korral langeb järjestus kokku molekulaarsusega. Lihtsate reaktsioonide korral kehtib massitegevuse seadus. Mitmetasandiliste keerukate reaktsioonide korral kehtib seadus iga üksiku reaktsiooni kohta, kuid mitte nende summa kohta.

Reaktsioonikiiruse sõltuvus temperatuurist on seletatav asjaoluga, et nagu juba märgitud, sõltub reaktsioonikiirus reaktsioonis osalevate osakeste (aatomite, molekulide, ioonide) kokkupõrgete arvust. Kuid mitte kõik kokkupõrked ei too kaasa keemilisi koostoimeid. Reaktsiooni toimumiseks peab osakestel olema energiat ületav (võrreldes keskmisega), nn aktiveerimisenergia (E A). Mida kõrgem temperatuur, seda rohkem osakeste energiat on suurem või võrdne E A. Seetõttu suureneb reaktsioonikiirus temperatuuri tõustes. Keemilise reaktsiooni kiiruskonstant määratakse efektiivsete kokkupõrgete arvu järgi, s.t. keemiliste reaktsioonide läbiviimiseks vajalike aktiivsete molekulide arv. Väljendatakse reaktsioonikiiruse konstandi sõltuvus temperatuurist ja aktivatsioonienergiast arrheniuse võrrand :

kus kon reaktsioonikiiruse konstant, Z on konstant, mida nimetatakse steeriliseks teguriks ja mis sõltub reaktsioonini viivate kokkupõrgete arvust; e - loodusliku logaritmi alus (e \u003d 2,7183 ...); - aktivatsioonienergia, J / mol; R - gaasikonstant (R \u003d 8,314 J / K mol), T - temperatuur, K.

Keemiline tasakaal on loodud pöörduvates reaktsioonides -reaktsioonides, mis võivad kulgeda nii edasi kui ka vastupidises suunas. Kui reaktsioon aA + bB ↔ cC + dD) on pöörduv, tähendab see, et reaktiivid A ja B on võimelised muunduma saadusteks C ja D (otsene reaktsioon) ning saadused C ja D võivad omakorda reageerida omavahel, moodustades uuesti lähteained A ja B (pöördreaktsioon).

Keemilise tasakaalu termodünaamiline tingimus on reaktsiooni Gibbsi energia muutumatus, s.t. r G \u003d 0 ja kineetilise tasakaalu tingimus on edasisuunas (v 1) ja vastupidine (v 2) reaktsioonide kiiruste võrdsus: v 1 \u003d v 2.

Kuna keemilise tasakaalu seisundis kulgevad nii otsesed kui ka pöördreaktsioonid sama kiirusega, ei muutu reaktiivide ja saaduste kontsentratsioonid aja jooksul. Need kontsentratsioone, mis aja jooksul ei muutu, nimetatakse tasakaaluks. Tasakaalukontsentratsiooni, erinevalt tasakaalustamatust, mis reaktsiooni käigus muutub, tähistatakse tavaliselt erilisel viisil, nimelt nurksulgudes oleva aine valemiga. Näiteks tähendavad kirjed [Н 2], et me räägime vesiniku ja ammoniaagi tasakaalukontsentratsioonidest.

Teatud temperatuuril on reagentide ja saaduste tasakaalukontsentratsioonide suhe iga reaktsiooni jaoks konstantne ja iseloomulik väärtus. Seda suhet iseloomustab kvantitatiivselt keemilise tasakaalu konstandi Kc väärtus, mis võrdub toodete tasakaalukontsentratsioonide korrutise ja reagentide tasakaalukontsentratsioonide korrutise korrutise väärtusega, suurendatuna nende stöhhiomeetriliste koefitsientidega võrdseks.

Pöörduva reaktsiooni aA + bB ↔ cC + dD korral on Kc väljend:

Ks = . Nagu reaktsioonide kineetilistes võrrandites, ei kirjutata ka tasakaalukonstantide avaldistes ainete kontsentratsiooni kondenseeritud olekus nende püsivuse tõttu.

Gaasidega seotud reaktsioonide korral saab keemilise tasakaalu konstanti väljendada mitte ainult tasakaalu kontsentratsioonide, vaid ka gaaside tasakaalu osalise rõhu kaudu. Sel juhul indekseeritakse tasakaalukonstandi sümbol "K" mitte kontsentratsiooni sümboliga "c", vaid rõhu sümboliga "p".

Tasakaalus olekus, mida iseloomustab edasiliikumise ja tagasikäigu kiiruste võrdsus, võib süsteem püsida meelevaldselt kaua, kui tingimused ei muutu. Kui tingimused muutuvad, siis kiiruste võrdsus v 1= v 2 on rikutud, hakkab üks kahest reaktsioonist kulgema suurema kiirusega. Seda väljendatakse öeldes, et süsteemis toimub keemilise tasakaalu nihe (nihe).

Kui süsteemi tingimuste muutuste tagajärjel hakkab otsene reaktsioon kulgema suurema kiirusega, s.t. v 1> v 2 , nihkub tasakaal otsese reaktsiooni suunas - paremale ja vastupidi, kui pöördreaktsiooni kiirus muutub suuremaks kui otsese reaktsiooni kiirus, st. tingimus on täidetudv 2 > v 1 , toimub tasakaalu nihe vastupidise reaktsiooni suunas - vasakule.

Keemilise tasakaalu muutuse võib saavutada reaktiivide või saaduste kontsentratsiooni muutmisega ja temperatuuri muutmisega ning gaasidega seotud reaktsioonide korral ka rõhu muutmisega. Tasakaalu nihke suund sellistes tingimuste muutustes määratakse Le Chatelieri printsiibi (reaktsiooni printsiibi) järgi: kui tingimusi muudetakse tasakaalu süsteemis, nihkub tasakaal reaktsiooni suunas, mis toimuvale muutusele vastu astub.

Eesmärk 1. Kirjutage antud keemilise reaktsiooni jaoks kineetiline võrrand ja määrake reaktsiooni teoreetiline järjekord. Arvutage, kuidas reaktsioonikiirus muutub koos reaktsioonitingimuste näidatud muutustega: Fe 2 O 3 (s) + 3CO (g) → 2Fe (s) + 3CO 2 (g)

Mitu korda reaktsioonikiirus muutub (suureneb või väheneb), kui:

a) suurendage rõhku 2 korda;

b) suurendage reaktsioonisegu mahtu 2 korda

c) tõstke temperatuuri 40 ° C (γ \u003d 2)

d) alandage temperatuuri 20 ° C (γ \u003d 2)

Fe 2 O 3 (s) + 3CO (g) → 2Fe (s) + 3CO 2 (g) on \u200b\u200bheterogeenne reaktsioon (ained osalevad erinevates faasi olekutes).

Kineetiline võrrand: υ 1 \u003d k s 3 (CO),

k on kiiruskonstant. Heterogeensete reaktsioonide kineetiline võrrand hõlmab järgmist ainult lahuses lahustunud gaaside või ainete kontsentratsioon.

Reaktsiooni teoreetiline järjestus: 3 (kontsentratsiooniastmete eksponentide summat kineetilises võrrandis nimetatakse reaktsiooni teoreetiliseks järjestuseks).

Reaktsioonikiiruse muutuse arvutamine:

a) rõhu suurenemisega 2 korda:reaktsioonikiirust enne rõhu suurenemist kirjeldatakse kineetilise võrrandiga:

υ 1 \u003d k · с 3 (CO), kus с 3 (CO) on süsinikmonooksiidi (II) esialgne (esialgne) kontsentratsioon.

Rõhu kasvades suureneb ka kontsentratsioon, s.t. kui rõhku suurendatakse 2 korda, suureneb ka kontsentratsioon 2 korda, seetõttu on reaktsiooni kineetiline võrrand pärast rõhu muutmist järgmine:

υ 2 \u003d k (2s) 3 (CO), kus (2s) 3 (CO) on süsinikmonooksiidi (II) kontsentratsioon pärast rõhu suurendamist süsteemis 2 korda.

\u003d \u003d \u003d 2 3 \u003d 8 - reaktsioonikiirus suureneb 8 korda.

b) reaktsioonisegu mahu suurenemisega 2 korda:

reaktsioonisegu mahu kahekordne suurenemine toob kaasa gaasikontsentratsiooni kahekordse vähenemise: υ 1 \u003d k s 3 (CO), kus c 3 (CO) on süsinikmonooksiidi (II) esialgne (esialgne) kontsentratsioon.

υ 2 \u003d k (CO), kus (CO) on süsinikmonooksiidi (II) kontsentratsioon pärast reaktsioonisegu mahu kahekordset suurendamist.

Reaktsioonikiiruse muutmine ():

\u003d \u003d \u003d - reaktsioonikiirus väheneb 8 korda.

sisse) temperatuuri tõus 40 ° С (γ \u003d 2):

Kui temperatuur muutub, muutub reaktsioonikiirus vastavalt Van't Hoffi reeglile:

Vastavalt probleemi tingimustele temperatuur tõusis 40 ° Сseega

ΔT \u003d T2 - T1 \u003d 40,

\u003d 2 40/10 \u003d 2 4 \u003d 16 - reaktsioonikiirus suureneb 16 korda.

d) temperatuuri langus 20 ° С (γ \u003d 2):

Kui temperatuur muutub, muutub reaktsioonikiirus vastavalt Van't Hoffi reeglile:

\u003d γ ΔТ / 10, kus γ on reaktsiooni temperatuuri koefitsient, ΔТ on temperatuuri muutus (Т 2 - Т 1), υ 1 on reaktsioonikiirus temperatuuril Т 1, υ 2 on reaktsioonikiirus temperatuuril Т 2.

Vastavalt probleemi tingimustele temperatuur langes 20 ° С,

seetõttu ΔT \u003d T1 - T2 \u003d -20,

\u003d 2 -20/10 \u003d 2 -2 \u003d - reaktsioonikiirus väheneb 4 korda.

Eesmärk 2.1) Pöörduvate reaktsioonide jaoks

CuO (tv) + CO (g) ↔ Cu (tv) + CO 2 (g) + QN 2 (g) + O 2 (g) ↔ 2NO (g) - Q, määrake, millises suunas reaktsiooni tasakaal nihkub, kui :

a) tõsta temperatuuri; b) vähendage temperatuuri

2) Pöörduvate reaktsioonide korral:

C2H2 (g) + 2H2 (g) ↔ C2H6 (g)

3S (s) + H20 (g) ↔ 2H2S (g) + SO2 (g)

С (tv) + О 2 (g) ↔ СО 2 (g), määrake, millises suunas reaktsiooni tasakaal nihkub, kui:

a) tõsta rõhku; b) vähendada rõhku

3) Pöörduva reaktsiooni saamiseks:

Fe 2 O 3 (tv) + 3H 2 (g) ↔ 2Fe (tv) + 3H 2 O (g) määrake, millises suunas reaktsiooni tasakaal nihkub, kui:

a) suurendada H2 kontsentratsiooni;

b) vähendada H2 kontsentratsiooni;

c) suurendada H 2O kontsentratsiooni

d) vähendada H20 kontsentratsiooni

Keemilise tasakaalu nihkumise suund määratakse vastavalt Le Chatelieri põhimõttele: kui tasakaalusüsteemile avaldatakse välist mõju, siis nihutatakse tasakaalu sellele mõjule vastupidises suunas.

1) Temperatuuri tõus nihutab tasakaalu endotermilise reaktsiooni (-Q) suunas, temperatuuri langus nihutab tasakaalu eksotermilise reaktsiooni (+ Q) suunas.

CuO (s) + CO (g) ↔ Cu (s) + CO 2 (g) + Q

Sel juhul:

- otsene reaktsioon CuO (s) + CO (g) → Cu (s) + CO 2 (g) + Q - eksotermiline ,

- pöördreaktsioon Cu (tahke) + CO 2 (gaas) → CuO (tahke) + CO (gaas) - Q - endotermiline ,

seega:

a) temperatuuri tõusuga tasakaal nihkub vastupidise reaktsiooni suunas (reagentide moodustamise suunas vasakule (←)),

b) langeva temperatuuriga tasakaal nihkub otsese reaktsiooni suunas (toodete moodustumise suunas paremale (→)).

N2 (g) + O2 (g) ↔ 2NO (g) - Q

Sel juhul:

otsene reaktsioon N2 (g) + O2 (g) → 2NO (g) - Q- endotermiline,

pöördreaktsioon 2NO (g) → N2 (g) + O2 (g) + Q - eksotermiline,

seega:

a) temperatuuri tõusuga tasakaal nihkub otsese reaktsiooni suunas (toodete moodustumise suunas paremale (→))

b) langeva temperatuuriga tasakaal nihkub vastupidise reaktsiooni suunas (reagentide moodustamise suunas vasakule (←)).

2) Rõhu tõus nihutab tasakaalu reaktsiooni suunas, milles gaasimolekulide arv väheneb... Rõhu langus nihutab tasakaalu reaktsiooni suunas, milles gaasimolekulide arv suureneb.

Süsteemis C 2 H 2 (g) + 2 H 2 (g) ↔ C 2 H 6 (g)otsene reaktsioon (C 2 H 2 (g) + 2 H 2 (g) → C 2 H 6 (g)) toimub gaasimolekulide arvu vähenemisega (üks lõppsaaduse molekul moodustub alggaaside kolmest molekulist) ja pöördreaktsioon

(C 2 H 6 (g) → C 2 H 2 (g) + 2 H 2 (g)) - jätkub molekulide arvu suurenemisega (ühest C 2 H 6 molekulist moodustub kolm uut (üks C 2 H 2 molekul ja kaks H 2).

Seega:

a) rõhu tõus nihutab tasakaalu otsese reaktsiooni suunas (toodete moodustumise suunas paremale (→));

b) rõhu langus nihutab tasakaalu vastupidise reaktsiooni suunas (reagentide moodustamise suunas, vasakule (←)).

Süsteemis 3S (s) + H 2 O (g) ↔ 2H 2 S (g) + SO 2 (g)otsene reaktsioon (3S (s) + H 2 O (g) → 2H 2 S (g) + SO 2 (g)) kulgeb gaasimolekulide arvu suurenemisega ja vastupidine (2H 2 S (g) + SO 2 (g) → 3S (tahke) + H 2 O (g)) - jätkub gaasimolekulide vähenemisega (S (väävel) on tahke aine, tahkete molekulide arvu ei arvestata).

Seega:

a) rõhu tõus nihutab tasakaalu vastupidise reaktsiooni suunas (reagentide moodustamise suunas, vasakule (←));

b) rõhu langus nihutab tasakaalu otsese reaktsiooni suunas (toodete moodustumise suunas paremale (→)).

Süsteemis C (tv) + O 2 (g) ↔ CO 2 (g) gaasimolekulide arv reagentide ja saaduste vahel on võrdne (üks O2 molekul ja üks CO 2 molekul (g)), seega rõhu muutus (tõus või langus) ei mõjuta keemilise tasakaalu muutmiseks antud süsteemis.

a) rõhu tõus tasakaal ei muutu;

b) rõhu langus tasakaal ei muutu.

3) a) reaktiivide kontsentratsiooni suurenemine nihutab tasakaalu toodete moodustumise suunas, seetõttu:

selle reaktsiooni korral Fe 2 O 3 (s) + 3H 2 (g) ↔ 2Fe (s) + 3H 2 O (g) põhjustab reaktiivi N 2 kontsentratsiooni suurenemine tasakaalu nihke otsese reaktsiooni suunas (toodete moodustumise suunas paremale (→) )).

b) reaktiivide kontsentratsiooni vähenemine nihutab tasakaalu reaktiivide moodustumise suunas, seetõttu:

selle reaktsiooni jaoks Fe 2 O 3 (s) + 3H 2 (g) ↔ 2Fe (s) + 3H 2 O (g) nihutab reagendi N 2 kontsentratsiooni suurenemine tasakaalu pöördreaktsiooni suunas (reaktiivide moodustamise suunas vasakule (← ));

sisse) toodete kontsentratsiooni suurenemine nihutab tasakaalu reaktiivide moodustumise suunas, seetõttu:

selle reaktsiooni korral Fe 2 O 3 (s) + 3H 2 (g) ↔ 2Fe (s) + 3H 2 O (g) põhjustab H 2 O toote kontsentratsiooni suurenemine tasakaalu nihke pöördreaktsiooni suunas (reaktiivide moodustumise suunas vasakule ( ←));

d) toodete kontsentratsiooni vähenemine nihutab tasakaalu toodete moodustumise suunas, seetõttu:

selle reaktsiooni jaoks Fe 2 O 3 (s) + 3H 2 (g) ↔ 2Fe (s) + 3H 2 O (g) põhjustab H 2 O toote kontsentratsiooni vähenemine tasakaalu nihke otsese reaktsiooni suunas (toodete moodustumise suunas paremale ( →)).

Eesmärk 3.1) Pöörduva reaktsiooni Fe 2 O 3 (tv) + 3CO (g) F 2Fe (tv) + 3CO 2 (g) korral arvutage tasakaalukonstant, kui CO algkontsentratsioon on 3 mol / L, on tasakaalu saavutamisel reageerinud 75% CO ...

2) Pöörduva reaktsiooni S (tv) + H 2 (g) ↔ H 2 S (g) korral arvutage ainete tasakaalukontsentratsioonid, kui H 2 algkontsentratsioon on 3 mol / L ja tasakaalukonstant Kp \u003d 15.

C) Pöörduva reaktsiooni 2NH 3 (g) ↔ 3H 2 (g) + N 2 (g) korral arvutage NH3 algkontsentratsioon ja selle reaktsiooni tasakaalukonstant, kui ainete tasakaalukontsentratsioon on \u003d 0,4 mol / l, \u003d 1,2 mol / l, [H2] \u003d 3,6 mol / l.

Nende probleemide lahendamiseks on mugav kasutada järgmise vormi tabelit:

1) Heterogeensete reaktsioonide tasakaalukonstant sõltub ainult gaaside kontsentratsioonist, seetõttu ei võeta arvesse tahkete ainete (Fe 2 O 3 ja Fe) koguseid .

Esialgsete kontsentratsioonide reale sisestage algne CO kontsentratsioon - 3 mol / L. Esialgne CO 2 kontsentratsioon on null (see on reaktsiooniprodukt, mis pole reaktsiooni alguses veel tekkinud).

Tingimuse kohaselt oli tasakaalu saavutamise hetkeks reageerinud 75% CO-st,need. 3 mol 0,75 \u003d 2,25 mol.

Reaktsiooni tulemusena tekkis 2,25 mol CO 2; vastavalt reaktsioonivõrrandile CO 2 kogus on võrdne CO kogusega.

Pärast reaktsiooni jäävad järgmised kogused CO:

Algusest peale - C proreag \u003d 3 mol - 2,25 mol \u003d 0,75 mol.

Seega on tasakaalu kontsentratsioonid: \u003d 0,75 mol / l \u003d 2,25 mol / l

Arvutame keemilise tasakaalu konstandi (vastavalt massitegevuse seadusele: keemilise tasakaalu seisundis teatud temperatuuril on reaktsioonisaaduste kontsentratsioonide korrutis võimsustes, mille indeksid on võrdsed stöhhiomeetrilise reaktsiooni võrrandi vastavate koefitsientidega, jagatuna vastavate võimsuste reaktiivide kontsentratsioonide sarnase korrutisega. )

Cr \u003d \u003d \u003d 27

2)

Heterogeensetes reaktsioonides võetakse arvesse ainult gaasi kontsentratsioone.

H2 algkontsentratsioon võrdub 3 mol / l tingimusega. H2S algkontsentratsioon on null (see on reaktsiooniprodukt, mis pole reaktsiooni alguses veel moodustunud).

Laske hmol H2 moodustada. Sel juhul on ka H2S kontsentratsioon võrdne hmoliga (kuna vastavalt reaktsioonivõrrandile on nende suhe 1: 1). H2 tasakaalukontsentratsioon arvutatakse:

C võrdne \u003d C varajane - C eelarv \u003d (3 - x) mol ja H2S tasakaalukontsentratsioon: C võrdne \u003d

\u003d C algus + C eelarv \u003d 0 + x \u003d x mol.

Selle reaktsiooni tasakaalukonstandi väljendus on järgmine:

Кр \u003d, asendades teadaolevad andmed, saame võrrandi:

15 \u003d, seega x \u003d 45-15x;

16x \u003d 45; x \u003d 2,8

Seega on H 2 S tasakaalukontsentratsioon:

\u003d x \u003d 2,8 mol / l

H2 tasakaalu kontsentratsioon:

\u003d 3-x \u003d 3 - 2,8 \u003d 0,2 mol / l

3) Koostame reaktsioonivõrrandi järgi tabeli:

Tasakaalukontsentratsioonide reale kirjutame andmed ainete kontsentratsiooni ülesandesse. Reageerinud NH3 koguse saab arvutada mis tahes saadud aine koguse põhjal: näiteks NH3 ja N2 suhe vastavalt reaktsioonivõrrandile on 2: 1, mis tähendab, et kui pärast reaktsiooni tekkis 1,2 mol N2, siis NH3 reageeris 2 korda rohkem: n (NH3) \u003d 2,2 \u003d 2,4 mol.

Algne NH 3 kontsentratsioon arvutatakse:

Algusest peale \u003d C eelarv + C võrdne \u003d 2,4 + 0,4 \u003d 2,8 mol / l.

KINETIKA.

KineetikaKas protsesside kiiruste teadus.

Keemiline kineetikauurib keemiliste reaktsioonide kiirust ja mehhanismi. Kineetika kõige olulisem parameeter on protsessi aeg.

Reaktsioonikiirused sõltuvad paljudest teguritest: reageerivate ainete olemusest, kontsentratsioonist, temperatuurist, rõhust, katalüsaatorite olemasolust ja faaside muundamise korral ka mitmetest muudest tingimustest (liidese olek, soojus- ja massiülekande tingimused jne). Kineetika ülesandeks on nende tegurite rolli selgitamine ning reaktsioonide ja faasimuutuste mehhanismi kehtestamine.

Keemiline kineetika hõlmab järgmist kaks jaotist:

1) reaktsioonikiiruse ametlik-matemaatiline kirjeldus, arvestamata reaktsiooni enda tegelikku mehhanismi (formaalne kineetika);

2) doktriin keemilise koostoime mehhanismist.

FORMAALNE KINETIKA.

Ametlikus kineetikas on keemilise reaktsiooni kiirus esindatud ainult reaktiivide kontsentratsiooni funktsioonina.

Formaalse kineetika seaduspärasused võimaldavad:

1) määrata keemilise reaktsiooni kineetilised parameetrid (kiiruskonstant, poolväärtusaeg jne);

2) laiendada saadud mustreid keerukatele mitmeastmelistele keemilistele reaktsioonidele, mis on iseloomulikud tehnoloogilistele protsessidele;

3) klassifitseerida keemilised reaktsioonid.

Aineid, mis satuvad keemilise muundamise protsessi, nimetatakse lähtematerjalid.

Aineid, mis moodustuvad keemilise muundamise käigus ja mis selle protsessi käigus täiendavaid keemilisi muutusi ei läbi, nimetatakse reaktsioonisaadused.

Aineid, mis moodustuvad keemilise muundamise protsessi mõnes etapis ja mida tarbitakse sama protsessi teistes etappides, nimetatakse vaheained.

Nimetatakse vaheühendite moodustumise ja tarbimise reaktsioone vahereaktsioonid.

Keemilist reaktsiooni, mis toimub ühes faasis, nimetatakse homogeenne keemiline reaktsioon(reaktsioon lahuses).

Liidesel toimuvat keemilist reaktsiooni nimetatakse heterogeenne keemiline reaktsioon(reaktsioon katalüsaatori pinnal). Tuleb märkida, et heterogeenses protsessis võivad mõlemad reaktiivid olla ühes faasis. Niisiis, etüleeni hüdrogeenimine

C2H4 + H2 → C2H6

läheb katalüsaatori pinnale, näiteks nikkel. Mõlemad reaktiivid on samas faasis (gaasifaasis katalüsaatori pinna kohal).

Nimetatakse keerukaid keemilisi reaktsioone, milles mõned etapid on homogeensed, teised heterogeensed homogeenne-heterogeenne.

Homofaasilinenimetatakse protsessiks, kus kõik komponendid: alg-, vahe- ja lõppained on ühe faasi piires. (Näiteks happe neutraliseerimine reaktsioonis leelisega on homogeenne homofaasiline protsess).

Heterofaasiline on protsess, mille käigus komponendid moodustavad rohkem kui ühe faasi (näiteks etüleeni hüdrogeenimine nikkelkatalüsaatori abil on heterogeenne homofaasiline protsess- protsess toimub metalli ja gaasi faaside piiril ning lähteained ja reaktsioonisaadus on samas gaasifaasis).

Peamine kogus keemilises kineetikas on kiirusreaktsioon.

Keemilise reaktsiooni kiirusKas aine kontsentratsiooni muutus ajaühikus mahuühikus. Üldiselt muutub reaktsioonikiirus ajas ja seetõttu on parem määratleda see tuletisena reageeriva aine kontsentratsioonist aja jooksul (süsteemi konstantsel mahul):

kus
- kiirus, mida väljendatakse reaktiivi kontsentratsiooni vähenemisena; - aeg. Kuna aja jooksul reageerivate ainete kontsentratsioon väheneb, asetatakse tuletise ette miinusmärk (“-”) (kiirus on positiivne väärtus).

Kahe või enama aine vastastikmõjus saab reaktsioonikiirust väljendada mis tahes aine kontsentratsiooni tuletise kaudu.

aA + bB → cC + dD

Võrdsus toimub siis, kui täheldatakse reaktsioonis osalejate stöhhiomeetrilist suhet.

Kontsentratsiooni muutust ajas väljendatakse kineetilise kõveraga (
).

Teades mis tahes komponendi kineetilist kõverat, saab kineetilise kõvera graafilise diferentseerimise abil hõlpsasti kindlaks määrata selle kogunemise või tarbimise kiiruse.

Kineetilise kõvera puutuja kallaku puutuja on keemilise reaktsiooni kiiruse graafiline tõlgendus.

Kineetilise kõvera järsus iseloomustab keemilise reaktsiooni tõelist kiirust teatud ajahetkel. Lisaks saab kineetilisi kõveraid kasutada reaktsiooni järjestuse ja kiiruskonstandi määramiseks.

Üldiselt uurib keemiline kineetika optimaalseid protsessitingimusi ainult termodünaamiliselt lubatud reaktsioonide jaoks.

Keemiline kineetika on 2 postulaati:

Mina . Reaktsiooni sõltumatuse kohta.

Kui protsess kulgeb läbi mitmete etappide, siis eeldatakse, et iga üksiku etapi kiirus ei sõltu ülejäänud etappide kiirusest.

II . Keemilise reaktsiooni kiirus on otseselt proportsionaalne lähteainete kontsentratsiooniga (ZDM).

aA + bB → cC + dD

Seda reaktsioonikiiruse väljendust nimetatakse kineetiline võrrand.

Keemilise reaktsiooni kiirus sõltub lähteainete kontsentratsioonist, temperatuurist, ajast, katalüsaatorist ja ainete laadist.

k - kiiruskonstant. See on arvuliselt võrdne reaktsioonikiirusega ainete kontsentratsioonil, mis on võrdne ühtsusega.

Kiiruskonstant kei sõltu reagentide kontsentratsioonist ja ajast (
). See sõltub temperatuurist, katalüsaatori olemasolust ja ainete laadist (
katalüsaator, aine olemus ).

TellimusKas kineetilises võrrandis on eksponent antud aine kontsentratsioonil.

Üheastmelise protsessi korral on eksponendid võrdsed stöhhiomeetriliste koefitsientidega:
;
.

Kõigi reaktantide reaktsioonijärjekordade summa nimetatakse reaktsiooni järjekord(
).

Erineva järgu reaktsioonide kiiruskonstandid on erineva mõõtmega ja erinevad füüsikalised suurused, nende absoluutväärtuste võrdlusel puudub igasugune mõte.

Esimese tellimuse määra konstant: ;

Teise järgu kiiruskonstant:
;

Kolmanda järgu kiiruskonstant:
.

KEEMILISTE REAKTSIOONIDE KLASSIFIKATSIOON:

Mina. Vastavalt reaktsiooni järjekorrale: n \u003d 0, 1, 2, 3, murdosa;

II.Molekulaarsus.

Reaktsiooni molekulaarsusKas ühes kokkupõrkeaktis korraga osalevate molekulide arv. Molekulaarsust saab määrata ainult reaktsioonimehhanismi loomisega. Sõltuvalt elementaarses tegevuses osalevate reageerivate molekulide (osakeste) arvust võib eristada ühemolekulaarset (monomolekulaarset), kahemolekulaarset, trimolekulaarset reaktsiooni.

TO ühe molekuligaa → P tüüpi reaktsioonid hõlmavad molekuli lagunemisprotsesse lihtsamateks komponentideks ja isomeerumisreaktsioone. Bimolekulaarnevormi elementaarseid reaktsioone nimetatakse: A + B → P ja 2A → P (H 2 + J 2 \u003d 2HJ, HJ + HJ \u003d H 2 + J 2, CH 3 COOCH 3 + H 2 O \u003d CH 3 COOH + CH 3 OH jne. jne.). Palju vähem levinud kolmemolekulaarnereaktsioonid A + 2B → P või 3A → P. Kõigil juhtudel ei ole saadud reaktsiooniproduktide tüüp ja kogus oluline, kuna molekulaarsuse määrab ainult elementaarselt reageerivate ainete molekulide arv.

Reaktsiooni järjekord määratakse eksperimentaalselt.

Reaktsiooni molekulaarsus ja järjestus võivad olla erinevad. Molekulaarsus ja reaktsioonijärjestus on samadainult lihtsate reaktsioonide jaoks, mis toimuvad ainult ühes põhietapis ilma võõrkehade molekulide osaluseta.

Molekulaarsus ja reaktsioonijärjestus ei klapikolmel peamisel juhul:

1) keerukate reaktsioonide korral;

2) heterogeensete reaktsioonide jaoks;

3) reaktsioonide korral ühe reagendi liiaga.

KINEETILISED VÕRDLUSED ERINEVATE TELLIMUSTE RAKENDAMISEKS.

Reaktsioonide diferentseerimine järjestuses toimub vastavalt formaalsele kriteeriumile - eksponentide summa keemiliste reaktsioonide kineetilistes võrrandites, mis piirab formaalse kineetika võimalusi. Sellegipoolest võimaldab formaalne kineetika kineetiliste parameetrite leidmiseks kasutada matemaatilisi seoseid. Kõik allpool toodud sõltuvused kehtivad lihtsate homogeensete reaktsioonide jaoks suletud süsteemides püsiva mahu ja temperatuuri korral (V \u003d const, T \u003d const).

Nulljärjekorra reaktsioonid (n=0).

Sellisel juhul on reaktsioonikiirus konstantne, kuna reaktsioonikomponentide kontsentratsioonid on konstantsed.
.

Vaatleme estri seebistumisreaktsiooni:

Eetri seebistumise kiirust kirjeldatakse järgmise võrrandi abil:

1 ülejääk

Kui me võtame suures koguses vett, on selle kontsentratsioon konstantne ja kineetiline võrrand on järgmine:

Võime öelda, et reaktsiooni järjekord veekomponendi konkreetses järjekorras on null.

Seega vähendab ühe reagendi suur liig reaktsioonijärjestust teatud koguse võrra.

Üldjuhul on nulljärjestuse reaktsiooni kineetiline võrrand kujul:

–kineetilinevõrrandnulltellimus

Näiteks reaktsiooni A → P ja selle kiirust kirjeldatakse võrrandiga
, kui ainet A võetakse suures koguses, siis saame:

Selle reaktsiooni kiiruskonstant on:

Eraldame muutujad ja integreerime antud võrrandi:

Millal
integratsiooni konstant on võrdne algse kontsentratsiooniga С 0 (const \u003d С 0), siis saame:

;
n \u003d 0 korral

Poolkonversiooniaega kasutatakse sageli reaktsioonikiiruse kriteeriumina helistas pool elu.

Pool elu- see on aeg, mille jooksul pool võetud ainest reageerib.

→
;

– poolväärtusaeg nulljärjestuse reaktsiooni jaoks

Heterogeensetes ja fotokeemilistes reaktsioonides toimub nulljärjestus.

Esimese järgu reaktsioonid (n=1).

Esimese järgu võrrandile rangelt alluva reaktsiooni näide on atsetooni termiline lagunemine (kuigi reaktsioon kulgeb tegelikult keerulise mehhanismi järgi):

CH3SOSN3 → CO + CH3CH3

Kui määrame atsetooni kontsentratsiooni igal ajahetkel kuni C, siis on püsival temperatuuril reaktsioonikiirus:

Muutujate jagamine ja võrrandi integreerimine saame:

Millal
integratsiooni konstant konst \u003d lnС 0, siis:

(1)

(2)

Võrrandid (1) ja (2) on esimese järgu reaktsiooni kineetilise võrrandi erinevad vormid. Need võimaldavad arvutada reaktiivi kontsentratsiooni igal ajahetkel kiiruskonstandi teadaoleva väärtuse põhjal või vastupidi leida reaktsiooni kiiruskonstant antud temperatuuril, määrates kontsentratsiooni igal ajahetkel. Las me väljendame esimese järku poolestusaeg:

Seega ei sõltu esimese järgu reaktsiooni poolväärtusaeg lähteaine algsest kontsentratsioonist ja on pöördvõrdeline reaktsioonikiiruse konstandiga.

Seda sõltuvust saab graafiliselt kujutada koordinaatides
... Kuna poolkonversiooni aeg on sel juhul sama, on igal ajahetkel võimalik määrata reagendi kontsentratsioon.

Praktilistel eesmärkidel on kasulikum väljendada aine kadumise määra. Olgu reaktsiooni alguses V \u003d const
, on reagendi moolide arv võrdne a. Üle sekundit x mooli ainet A reageeris. Siis on sellel ajahetkel aine A kontsentratsioon
või
kus
... Pärast muutujate eraldamist ja integreerimist näeb võrrand välja järgmine:

Millal
, x \u003d 0

, nii

A → P (V \u003d konst)

Esmane moolide arv ( =0)

Keemilise kineetika objektiks on kõigi tegurite uurimine, mis mõjutavad nii kogu protsessi kui ka kõigi vaheetappide kiirust.

Entsüklopeediline YouTube

1 / 5

✪ Füüsikaline keemia. Loeng 3. Keemiline kineetika ja katalüüs

✪ Korobov MV - füüsikaline keemia II - keemilise reaktsiooni kiirus. Ametlik kineetika

✪ keemia. Keemiliste reaktsioonide kineetika. Keemilise reaktsiooni kiirus. Foxfordi veebipõhine õppekeskus

✪ Sissejuhatus kineetikasse

✪ Keemiline kineetika

Subtiitrid

Põhimõisted

Homogeenne reaktsioon-reaktsioonmilles reagendid on samas faasis

Heterogeenne reaktsioon - reaktsioon, mis toimub faasipiiridel - gaasilise aine ja lahuse, lahuse ja tahke aine, tahke ja gaasilise aine vahel

Reaktsiooni nimetatakse lihtsaks, kui saadus moodustub reaktiivide molekulide (osakeste) otsese interaktsiooni tulemusena

Reaktsiooni nimetatakse keerukaks, kui lõppprodukt saadakse kahe või enama lihtsa reaktsiooni (elementaarsete toimete) tulemusena vahesaaduste moodustumisega

Keemilise reaktsiooni kiirus

Keemilise kineetika oluline mõiste on keemilise reaktsiooni kiirus... See väärtus määrab, kuidas reaktsioonikomponentide kontsentratsioon aja jooksul muutub. Keemilise reaktsiooni kiirus on alati positiivne väärtus, seetõttu, kui selle määrab lähteaine (mille kontsentratsioon reaktsiooni käigus väheneb), korrutatakse saadud väärtus −1-ga.
Näiteks reaktsiooni korral saab kiirust väljendada järgmiselt:

A + B → C + D, (\\ displaystyle A + B \\ kuni C + D,) v \u003d ∂ C ∂ t \u003d - ∂ A ∂ t. (\\ displaystyle v \u003d (\\ frac (\\ osaline C) (\\ osaline t)) \u003d - (\\ frac (\\ osaline A) (\\ osaline t)].)

Keemilise reaktsiooni järjekord

Antud aine reaktsiooni järjekord on selle aine kontsentratsiooni eksponent reaktsiooni kineetilises võrrandis.

Nulljärjekorra reaktsioon

Kineetiline võrrand on järgmine:

V 0 \u003d k 0 (\\ ekraanistiil V_ (0) \u003d k_ (0))

Nulljärguline reaktsioonikiirus on aja jooksul konstantne ega sõltu reagentide kontsentratsioonist. Nullkord on iseloomulik näiteks heterogeensetele reaktsioonidele, kui reagentide difuusioonikiirus on madalam kui nende keemilise muundumise kiirus.

Esimese järgu reaktsioon

Esimese järgu kineetiline võrrand:

V 1 \u003d k 1 ⋅ C \u003d - d C d τ (\\ displaystyle V_ (1) \u003d k_ (1) \\ cdot C \u003d - (\\ frac (dC) (d \\ tau)))

Võrrandi viimisel lineaarsele vormile saadakse võrrand:

ln \u2061 C \u003d ln \u2061 C 0 - k 1 ⋅ τ (\\ displaystyle \\ ln C \u003d \\ ln C_ (0) -k_ (1) \\ cdot \\ tau)

Reaktsioonikiiruse konstant arvutatakse sirge nõlva tangensina ajateljele:

k 1 \u003d - t g α (\\ displaystyle k_ (1) \u003d - \\ mathrm (tg) \\ alfa)

Pool elu:

τ 1 2 \u003d ln \u2061 2 k 1 (\\ displaystyle \\ tau _ (\\ frac (1) (2)) \u003d (\\ frac (\\ ln 2) (k_ (1))))

Teise järgu reaktsioon

Teise järgu reaktsioonide korral on kineetiline võrrand järgmine:

V \u003d k 2 C A 2 (\\ displaystyle V \u003d k_ (2) (C_ (A)) ^ (2)) V \u003d k 2 C A ⋅ C B (\\ displaystyle V \u003d k_ (2) C_ (A) \\ cdot C_ (B))

Esimesel juhul määratakse reaktsioonikiirus võrrandiga

V \u003d k 2 C A 2 \u003d - d C d τ (\\ displaystyle V \u003d k_ (2) (C_ (A)) ^ (2) \u003d - (\\ frac (dC) (d \\ tau)))

Võrrandi sirgvorm:

1 C \u003d k 2 ⋅ τ + 1 C 0 (\\ displaystyle (\\ frac (1) (C)) \u003d k_ (2) \\ cdot \\ tau + (\\ frac (1) (C_ (0))))

Reaktsioonikiiruse konstant on võrdne sirge nõlva ja telje puutujaga:

k 2 \u003d - t g α (\\ displaystyle k_ (2) \u003d - \\ mathrm (tg) \\ alfa) k 2 \u003d 1 τ (1 C - 1 C 0) (\\ displaystyle k_ (2) \u003d (\\ frac (1) (\\ tau)) \\ left ((\\ frac (1) (C)) - (\\ frac ( 1) (C_ (0))) \\ paremale)

Teisel juhul näeb reaktsioonikiiruse konstandi avaldis välja järgmine:

k 2 \u003d 1 τ (C 0, A - C 0, B) ln \u2061 C 0, B ⋅ CAC 0, A ⋅ CB (\\ displaystyle k_ (2) \u003d (\\ frac (1) (\\ tau (C_ (0 A) -C_ (0, B)))) \\ ln (\\ frac (C_ (0, B) \\ cdot C_ (A)) (C_ (0, A) \\ cdot C_ (B))))

Poolväärtusaeg (võrdsete algkontsentratsioonide korral!):

τ 1 2 \u003d 1 k 2 ⋅ 1 C 0 (\\ displaystyle \\ tau _ (\\ frac (1) (2)) \u003d (\\ frac (1) (k_ (2))) cdot (\\ frac (1) ( C_ (0))))

Reaktsiooni molekulaarsus

Elementaarse reaktsiooni molekulaarsus on osakeste arv, mis vastavalt eksperimentaalselt loodud reaktsioonimehhanismile osalevad elementaarses keemilises koostoimes.

Monomolekulaarsed reaktsioonid - reaktsioonid, milles toimub ühe molekuli keemiline muundumine (isomeerumine, dissotsiatsioon jne):

H 2 S → H 2 + S (\\ displaystyle (\\ mathsf (H_ (2) S \\ paremnupp H_ (2) + S)))

Bimolekulaarsed reaktsioonid - reaktsioonid, mille põhitegevus toimub kahe (identse või erineva) osakese kokkupõrkel:

C H 3 B r + K O H → C H 3 O H + K B r (\\ displaystyle (\\ mathsf (CH_ (3) Br + KOH \\ parempoolne CH_ (3) OH + KBr)))

Trimolekulaarsed reaktsioonid - reaktsioonid, mille elementaarne toiming toimub kolme osakese kokkupõrkel:

N O + N O + O 2 → 2 N O 2 (\\ displaystyle (\\ mathsf (NO + NO + O_ (2) \\ parempoolne 2NO_ (2))))

Reaktsioonid, mille molekulmass on üle kolme, pole teada.

Lähteainete lähedastel kontsentratsioonidel teostatavate elementaarsete reaktsioonide korral langevad molekulaarsuse väärtused ja reaktsioonide järjekord kokku. Selge teatud suhe puudub molekulaarsuse ja reaktsioonijärjestuse mõiste, kuna reaktsioonijärjestus iseloomustab reaktsiooni kineetilist võrrandit ja molekulaarsus reaktsioonimehhanismi.

Katalüüs

... Negatiivseks näiteks on korrosioonikiiruse vähenemine, kui see sisestatakse vedelikku, milles metalli kasutatakse, naatriumnitritit, kromaati ja kaaliumdikromaati.

Paljud suuremad keemiatööstused, näiteks väävelhappe, ammoniaagi, lämmastikhappe, sünteetilise kautšuki, mitmete polümeeride jms tootmine toimub katalüsaatorite manulusel.

Katalüüs biokeemias

Ensümaatiline katalüüs on lahutamatult seotud taimestiku ja loomastiku organismide elutähtsa aktiivsusega. Paljusid rakus toimuvaid elutähtsaid keemilisi reaktsioone (umbes kümme tuhat) kontrollivad spetsiaalsed orgaanilised katalüsaatorid, mida nimetatakse ensüümideks või ensüümideks. Mõistet "eriline" ei tohiks erilist tähelepanu pöörata, kuna on juba teada, millest need ensüümid on ehitatud. Loodus on selleks valinud ühe ehitusmaterjali - aminohapped ja ühendanud need erineva pikkusega ja järjestustega polüpeptiidahelateks

See on ensüümi niinimetatud primaarne struktuur, kus R on kõrvaljäägid või kõige olulisemad valkude funktsionaalsed rühmad, mis võivad toimida ensüümide aktiivsete keskustena. Need kõrvalrühmad kannavad ensüümi töö ajal peamist koormust, samal ajal kui peptiidi ahel mängib tugikarkassi rolli. Struktuurimudeli Pauling-Corey järgi on see keerdunud spiraaliks, mille tavapärases olekus stabiliseerivad vesiniksidemed happeliste ja aluseliste keskuste vahel:

Mõne ensüümi jaoks on kindlaks tehtud nende täielik ahelas olev aminohapete koostis ja järjestus ning kompleks ruumiline struktuur... Kuid see ei saa ikkagi väga sageli aidata meil vastata kahele põhiküsimusele: 1) miks on ensüümid nii selektiivsed ja kiirendavad ainult väga kindla struktuuriga molekulide keemilisi muundumisi (mida me ka teame); 2) kuidas ensüüm langetab energiabarjääri ehk valib energeetiliselt soodsama tee, mille tõttu reaktsioonid saavad kulgeda tavalisel temperatuuril.

Tugev selektiivsus ja suur kiirus on ensümaatilise katalüüsi kaks peamist omadust, mis eristavad seda laboratoorsest ja tööstuslikust katalüüsist. Ükski inimese valmistatud katalüsaator (välja arvatud võib-olla 2-hüdroksüpüridiin) ei saa ensüümidega võrrelda nende mõju tugevusele ja selektiivsusele orgaanilistele molekulidele. Ensüümi aktiivsus, nagu iga teine \u200b\u200bkatalüsaator, sõltub ka temperatuurist: temperatuuri tõustes suureneb ka ensümaatilise reaktsiooni kiirus. Samal ajal juhitakse tähelepanu aktivatsioonienergia E järsule vähenemisele võrreldes mittekatalüütilise reaktsiooniga. Tõsi, seda ei juhtu alati. On palju teada juhtumeid, kui kiirus suureneb Arrheniuse võrrandi temperatuurist sõltumatu eeleksponentsiaalse teguri suurenemise tõttu.

Ensümaatiliste reaktsioonide tüübid

• Ping-pongi tüüp - ensüüm interakteerub kõigepealt substraadiga A, võttes temalt ära kõik keemilised rühmad ja muundades selle vastavaks produktiks. Seejärel lisatakse ensüümile substraat B, mis saab need keemilised rühmad. Näitena võib tuua aminorühmade aminohapetest ülekandmise reaktsiooni ketohapeteks: transaminatsioon.
• Järjestikuste reaktsioonide tüüp - Substraadid A ja B kinnitatakse järjestikku ensüümi külge, moodustades "kolmekordse kompleksi", mille järel viiakse läbi katalüüs. Reaktsiooniproduktid lõigatakse samuti järjestikku ensüümist.
• Juhusliku suhtluse tüüp - substraadid A ja B on ensüümi külge kinnitatud suvalises järjekorras, juhuslikult, ja pärast katalüüsi lahutatakse ka.

Üldkeemia: õpik / A. V. Zholnin; toim. V. A. Popkova, A. V. Zholnina. - 2012. - 400 lk: ill.

Peatükk 2. KEEMILISTE REAKTSIOONIDE KINETIKA ALUSED

Peatükk 2. KEEMILISTE REAKTSIOONIDE KINETIKA ALUSED

Hingamise ja põletamise vahe on ainult protsessi kiiruses.

A.-L. Lavoisier

2.1. KEEMILINE KINETIKA. KEEMILISE KINETIKA TEEMA JA PÕHIMÕTTED. KIIRUSREAKTSIOON

Protsessi suuna, sügavuse ja põhimõttelise võimaluse üle otsustatakse vaba energia muutuse suuruse järgi (ΔG ≤0). Kuid see väärtus ei näita reaktsiooni jätkamise tegelikku võimalust nendes tingimustes.

Näiteks dilämmastikoksiidi ja hapniku vastastikmõju reaktsioon kulgeb toatemperatuuril kohe:

Samal ajal oli 2H2 (g) + 02 (g) \u003d 2H20 (l), A ° G\u003d -286,8 kJ / mol - reaktsioon, mida iseloomustab oluliselt suurem vaba energia vähenemine, vastasmõju ei toimu tavapärastes tingimustes, kuid temperatuuril 700 ° C või katalüsaatori juuresolekul kulgeb protsess koheselt. Järelikult ei vasta termodünaamika protsessi tingimuste ja kiiruse küsimusele. See on termodünaamilise lähenemise piirang. Keemilise reaktsiooni kirjeldamiseks on vaja teada ka selle kulgemise mustreid ajas, mida uurib kineetika.

Kineetika on keemia haru, mis uurib keemiliste reaktsioonide kiirust, mehhanismi ja erinevate tegurite mõju neile.

Sõltuvalt sellest, kas reaktsioonikomponendid on ühes või mitmes faasis, eristatakse homogeensete ja heterogeensete reaktsioonide kineetikat. Mehhanismi järgi jagunevad reaktsioonid lihtsateks ja keerukateks, seetõttu eristatakse lihtsate ja keerukate reaktsioonide kineetikat.

Reaktsioonikineetika põhimõte on keemilise reaktsiooni kiirus.Keemiliste reaktsioonide kiiruse määramine on bioloogiliselt ja majanduslikult oluline.

Keemilise reaktsiooni kiiruse määrab aineühik, mis on reageerinud ajaühikus ja ruumalaühikus (homogeensete reaktsioonide korral, kui reagendid on samas faasis) või üksuse liidesel(heterogeensete reaktsioonide korral, kui reagendid on erinevates faasides).

Reaktsioonikiirust iseloomustab mis tahes alg- või lõppreaktsioonisaaduse kontsentratsiooni muutus aja funktsioonina. Võrrand, mis kirjeldab reaktsioonikiiruse (v) sõltuvust kontsentratsioonist (pärit)reagendid, nn kineetiline.Reaktsioonikiirust väljendatakse sagedamini mol / l-s, biokeemias mg / 100 ml-s või massiosades,% / 100 ml-s. Tehke vahet ajaintervalli keskmise reaktsioonikiiruse ja tegeliku reaktsioonikiiruse vahel teatud ajahetkel. Kui ajavahemikus t 1ja t 2ühe lähteaine või reaktsioonisaaduse kontsentratsioon on vastavalt 1 ja 2, siis keskmine reaktsioonikiirus (v) ajavahemikus t 1ja t 2saab väljendada:

Sest see tuleb sel juhul on lähteaine kontsentratsiooni vähenemine, s.t. aine kontsentratsiooni muutus võetakse sel juhul miinusmärgiga (-). Kui reaktsioonikiirust hinnatakse ühe reaktsioonisaaduse kontsentratsiooni muutuse (suurenemise) abil, siis plussmärgiga (+):

Võrrand (2.2) määrab keskmine kiiruskeemiline reaktsioon. Tõeline (hetkeline) kiirusreaktsioonid määratakse graafiliselt. Koostage lähteaine või reaktsioonisaaduse (Ca) kontsentratsiooni sõltuvuse graafik ajast (t) - Ca-reaktsiooni kineetiline kõver - f (t)mittelineaarse protsessi jaoks (joonis 2.1).

Igal ajahetkel (näiteks t 1)tegelik reaktsioonikiirus on võrdne kineetilise kõvera puutuja kallaku puutujaga vastavas punktis sel hetkel aeg. Graafiku kohaselt arvutatakse hetkelise reaktsiooni kiirus järgmise valemi abil:

Biokeemias kasutatakse ensümaatiliste reaktsioonide kineetika kirjeldamiseks seda michaelis-Menteni võrrand,mis näitab ensüümi katalüüsitava reaktsiooni kiiruse sõltuvust substraadi ja ensüümi kontsentratsioonist. Lihtsaim kineetiline skeem, mille puhul Michaelis-võrrand kehtib: E+ S↔ ES→ E+ P:

Joonis: 2.1.Kineetiline kõver

kus V m- maksimaalne kiirus reaktsioonid; K m - Michaelis-konstant, võrdne substraadi kontsentratsiooniga, mille juures reaktsioonikiirus on pool maksimaalsest; S- substraadi kontsentratsioon.

Keemilise reaktsiooni kiiruse uurimine annab teavet selle mehhanismi kohta. Lisaks kontsentreerimisele sõltub reaktsioonikiirus reagentide olemusest, välistingimustest ja katalüsaatori olemasolust.

2.2. MOLEKULAARSUS JA Reaktsioonide järjekord. POOLETEISENDUSPERIOOD

Kineetikas erinevad keemilised reaktsioonid molekulaarsuse ja reaktsioonide järjekorra poolest. Reaktsiooni molekulaarsuson määratud osakeste (aatomite, molekulide või ioonide) arvuga, mis osalevad samaaegselt keemilise muundumise algtegevuses. Üks, kaks või kolm molekuli võivad osaleda elementaarses reaktsioonis. Rohkemate osakeste kokkupõrke tõenäosus on väga väike. Selle põhjal eristatakse monomolekulaarseid, bimolekulaarseid ja trimolekulaarseid reaktsioone. Eksperimentaalselt saab reaktsiooni molekulaarsust määrata ainult elementaarsete (lihtsate) reaktsioonide jaoks, mis toimuvad ühes etapis vastavalt stöhhiomeetrilisele võrrandile. Enamik neist reaktsioonidest nõuab suurt aktivatsioonienergiat (150–450 kJ / mol).

Enamik reaktsioone on keerulised. Nimetatakse komplekset reaktsiooni moodustavate elementaarsete etappide kogumit reaktsioonimehhanism

mine.Seetõttu on reaktsioonikineetika iseloomustamiseks kasutusele võetud mõiste reaktsiooni järjekord,mis määratakse stöhhiomeetrilise võrrandi abil.

Kõigi reaktsioonivõrrandisse (2.5) kuuluvate lähteainete stöhhiomeetriliste näitajate summa (a+ b) määrab reaktsiooni üldise järjekorra. Indeksit, millega antud reagent võrrandisse satub, nimetatakse reaktsioonide järjestuseks ainete kaupa (reaktsiooni konkreetne järjekord), näiteks indeksiks a- aine A reaktsiooni järjekord, b- aine B. Reaktsioonide järjestus ja molekulaarsus langevad kokku ainult lihtsate reaktsioonide korral. Reaktsiooni järjekorra määravad need ained, mis mõjutavad reaktsiooni kiirust.

Monomolekulaarsed reaktsioonid hõlmavad lagunemist ja isomerisatsiooni.

Reaktsioone, mille kiiruse võrrand sisaldab ühe reaktandi kontsentratsiooni esimeses astmes, nimetatakse esimese järgu reaktsioonideks.

Kineetiline võrrand hõlmab aineid, mille kontsentratsioon reaktsiooni käigus muutub. Olulise liiaga ainete kontsentratsioonid reaktsiooni käigus ei muutu.

Naatriumkarbonaadi hüdrolüüsil olev vesi on märkimisväärses liias ja seda ei lisata kineetilisse võrrandisse.

Heterogeensetes süsteemides toimub osakeste kokkupõrge piiripinnal, seetõttu ei mõjuta tahke faasi mass reaktsioonikiirust ja seetõttu ei võeta seda reaktsiooni kiiruse väljendamisel arvesse.

Bimolekulaarsed reaktsioonid hõlmavad dimeriseerumisreaktsioone ja etapis kulgevaid asendusreaktsioone aktiveeritud kompleks.

Reaktsioone, mille kiirus on proportsionaalne kahe aine kontsentratsiooni korrutisega esimeses astmes või ühe aine kontsentratsiooni ruuduga, nimetatakse teise järgu reaktsioonideks.

Trimolekulaarsed reaktsioonid on haruldased ja nelja molekuliga reaktsioonid pole teada.

Biokeemiliste protsesside hulgas ei leidu kolmanda järgu reaktsioone.

Reaktsioone, mille kiirus ei sõltu lähteainete kontsentratsioonist, nimetatakse nulljärjestuse reaktsioonideks (v \u003d k).

Nulljärjekorra reaktsioonide näiteks on katalüütilised reaktsioonid, mille kiirus sõltub ainult katalüsaatori kontsentratsioonist. Ensümaatilised reaktsioonid on selliste reaktsioonide erijuhtum.

Reeglina osalevad biokeemilistes protsessides mitmed reaktiivid (substraat, koensüüm, kofaktor). Mõnikord pole kõik neist teada. Seetõttu hinnatakse protsessi käigus ühte ainet. Sellisel juhul on reaktsioonide kulgemise ajas kvantitatiivne omadus poolväärtusaeg (aeg)reaktiiv - aeg, mille jooksul lähteaine kogus või kontsentratsioon väheneb poole võrra (50% võrra) või moodustub pool reaktsioonisaadustest. See meetod iseloomustab eelkõige radionukliidide lagunemist, kuna nende poolväärtusaeg ei sõltu algsest kogusest.

Analüüsides reaktsiooni poolväärtusaja sõltuvust algsest kontsentratsioonist, on võimalik määrata reaktsiooni järjekord (Ostwald-Noyesi meetod). Poolväärtusaja püsivus (antud temperatuuril) iseloomustab paljusid lagunemisreaktsioone ja üldiselt esimese järgu reaktsioone. Reagendi kontsentratsiooni suurenemisega väheneb poolväärtusaeg teise järgu reaktsioonide korral ja pikeneb nulljärjekorra reaktsioonide korral.

2.3. Reaktsioonikiirus on pidev, selle määratlus. Kehtivate masside seadus

Homogeensete reaktsioonide kiirus sõltub reageerivate osakeste kohtumiste arvust ajaühikus ruumalaühiku kohta. Vastastikmõjuvate osakeste kokkupõrke tõenäosus on proportsionaalne reageerivate ainete kontsentratsioonide korrutisega. Seega on reaktsioonikiirus otseselt proportsionaalne reageerivate ainete kontsentratsioonide korrutisega, mis on võrdne reaktsioonivõrrandi vastavate ainete stöhhiomeetriliste koefitsientidega. Seda mustrit nimetatakse masside seadus(keemilise reaktsiooni kiiruse seadus), mis on

keemilise kineetika põhiseadus. Massilise tegevuse seaduse kehtestasid Norra teadlased K. Guldberg ja P. Vahe 1867. aastal.

Näiteks reaktsiooni jaoks, mis toimub vastavalt skeemile

kineetiline võrrand kehtib:

kus v- keemilise reaktsiooni kiirus; koosja koos B-ga- ainete kontsentratsioon Aja IN[mol / l]; v aja v b- reaktiivide järjekorra näitajad Aja B; k- keemilise reaktsiooni kiiruse konstant - koefitsient, mis ei sõltu reageerivate ainete kontsentratsioonist.

Keemilise reaktsiooni kiiruse konstant k) on keemilise reaktsiooni kiirus tingimustes, kui reagentide kontsentratsioonide korrutis on 1 mol / l. Sel juhul on v \u003d k.

Näiteks kui reaktsioonis on H2 (g) + I 2 (g) \u003d 2HI (g) c (H2) ja c (I 2) võrdsed 1 mol / L või kui c (H2) on võrdne 2 mol / L ja c (12) 0,5 mol / l, siis v\u003d k.

Tasakaalukonstandi ühikud määratakse reaktsiooni stöhhiomeetria abil. Eri järjekorra reaktsioonide kiiruskonstantide võrdlemine üksteisega on vale, kuna need on erinevad tähendused ja mõõtmed.

2.4. Keemiliste reaktsioonide mehhanism. Keeruliste reaktsioonide klassifitseerimine

Reaktsioonimehhanism võtab arvesse üksikute osakeste kõiki kokkupõrkeid, mis toimuvad samaaegselt või järjestikku. Mehhanism annab üksikasjaliku stöhhiomeetrilise pildi reaktsiooni igast etapist, s.t. mehhanismi mõistmine tähendab reaktsiooni iga etapi molekulaarsuse kindlakstegemist. Keemiliste reaktsioonide mehhanismi uurimine on väga keeruline ülesanne. Lõppude lõpuks ei saa me teha otseseid vaatlusi molekulide vastastikuse mõju kohta. Saadud tulemused sõltuvad mõnikord anuma suurusest ja kujust. Mõnel juhul saab samu tulemusi seletada erinevate mehhanismide abil.

Vesinikgaasi reaktsiooni joodiga H2 (g) + I 2 (g) \u003d 2HI (g) peeti teise bimolekulaarse reaktsiooni klassikaliseks näiteks.

järjekorras, kuid 1967. aastal N.N. Semenov, G. Eyring ja J. Sullivan näitasid, et see on keeruka iseloomuga ja koosneb 3 põhireaktsioonist: I 2 \u003d 2I; 2I \u003d 12; 2I + H2 \u003d 2HI. Kuigi reaktsiooni saab ametlikult klassifitseerida trimolekulaarseks, kirjeldatakse selle kiirust kineetilise võrrandiga, mis sarnaneb teise järgu reaktsioonivõrrandiga:

Komplekssetes reaktsioonides ei ole reaktsiooni molekulaarsus ja järjekord tavaliselt ühesugused. Ebatavaline - murdosa või negatiivne - reaktsiooni järjekord näitab üheselt selle keerukat mehhanismi.

Süsinikmonooksiidi hapnikuga 2CO (g) + O 2 (g) \u003d CO 2 (g) oksüdeerimise kineetilisel võrrandil on CO-s negatiivne (miinus esimene) järjestus:

süsinikmonooksiidi kontsentratsiooni suurenedes reaktsioonikiirus väheneb.

Reaktsioonimehhanismi võib jagada mitut tüüpi.

Järjestikused reaktsioonidnimetatakse keerukaid reaktsioone, mille korral esimese põhietapi produkt (X 1) reageerib teise etapi produktiga, teise etapi saadus (X 2) siseneb kolmandasse jne, kuni moodustub lõppprodukt:

kus S- substraat (algreaktiiv); k 1, k 2, k 3 ... - kiiruskonstant 1, 2 jne. reaktsioonietapid; P- lõpptoode.

Järjestikuste reaktsioonide etapid kulgevad erineva kiirusega. Etappi, mille kiiruskonstant on minimaalne, nimetatakse piiravaks.See määrab reaktsiooni kineetilise mustri tervikuna. Vaheaastates moodustunud aineid nimetatakse vahesaadusedvõi vaheühendid,mis on järgnevate etappide substraadid. Kui vaheühend moodustub aeglaselt ja laguneb kiiresti, siis ei muutu selle kontsentratsioon pikka aega. Peaaegu kõik ainevahetusprotsessid on järjestikused reaktsioonid (nt glükoosi metabolism).

Paralleelsed reaktsioonidnimetatakse reaktsioonideks, millel on samad lähteained, mis vastavad erinevatele saadustele. PÄRAST paralleelsete reaktsioonide kiirus on võrdne üksikute reaktsioonide kiiruse summaga.See reegel kehtib ka bimolekulaarsete paralleelsete keemiliste reaktsioonide kohta.

Seeriaparalleelsed reaktsioonidtermin "reaktsioon" viitab reaktsioonidele, millel on samad algreaktiivid, mis võivad reageerida kahel või enamal viisil (mehhanismid), sealhulgas erineva arvu vaheetappidega. See juhtum on nähtuse aluseks katalüüs,kui ühe raja vaheosa suurendab teiste radade kiirust.

Konkureerivad reaktsioonidkutsume keerulisi reaktsioone, milles sama aine Atoimib samaaegselt ühe või mitme reagendiga B 1, B 2jne., osaleb samaaegselt toimuvates reaktsioonides: A+ B1 → X1; A+ B 2 → X 2.Need reaktsioonid konkureerivad üksteisega reagendi pärast A.

Konjugeeritud reaktsioonidnimetatakse keerukateks reaktsioonideks, kus üks reaktsioon kulgeb ainult teise juuresolekul. Seotud reaktsioonides toimib vaheühend ühendina primaarse ja sekundaarse protsessi vahel ning määrab mõlema käigu.

Elav rakk vajab oma eksisteerimiseks energiat. Adenosiintrifosforhape (ATP) on elusorganismides universaalne energiaallikas. See ühend toimib energiaakumulaatorina, kuna siis, kui see suhtleb veega, s.t. hüdrolüüs, moodustuvad adenosiindifosfor- (ADP) ja fosfor- (P) happed ning vabaneb energia. Seetõttu nimetatakse ATP-d makroergiline ühendus,ja puruneb selle hüdrolüüsi ajal p-O-P suhtlus - makroergiline. Makroergiline ühendusnimetatakse keemiliseks sidemeks, kui see hüdrolüüsireaktsiooni tagajärjel laguneb, eraldub märkimisväärne energia:

Nagu teate, nõuab mis tahes võlakirja (ka makroergilise) purustamine alati energiakulu. ATP hüdrolüüsi korral lisaks fosfaatrühmade vahelise sideme purustamise protsessile, mille jaoks Δ G\u003e 0, toimub hüdrolüüsil tekkinud toodete hüdratsiooniprotsess, isomeerumine ja neutraliseerimine. Kõigi nende protsesside tulemusena on kogu Gibbsi energia muutusel negatiivne

väärtus. Seetõttu pole kõrge energiaga sideme purunemine, vaid selle hüdrolüüsi energeetiline tulemus.

Selleks, et endergoonilised reaktsioonid (ΔG\u003e 0) elussüsteemides toimiksid, on vaja, et need oleksid seotud eksergoonsete reaktsioonidega (ΔG<0). Такое сопряжение возможно, если обе реакции имеют какое-либо общее промежуточное соединение, и на всех стадиях сопряженных реакций суммарный процесс характеризуется отрицательным значением изменения энергии Гиббса (∑ΔG сопр.р <0). Например, синтез сахарозы является эндэргонической реакцией и самопроизвольно происходить не может:

Selle reaktsiooni konjugeerimine ATP hüdrolüüsi eksergoonse reaktsiooniga, millega kaasneb tavalise glükoos-1-fosfaadi vaheühendi moodustumine, viib asjaolu, et kogu protsessil on<0:

Ahelreaktsioonidnimetatakse keemilisteks ja tuumareaktsioonideks, mille käigus aktiivse osakese (keemilises radikaal või aatom, tuumaprotsessides neutron) ilmumine põhjustab suure hulga (ahelate) järjest mitteaktiivsete molekulide või tuumade transformatsioone. Ahelreaktsioonid on keemias tavalised. Paljud fotokeemilised reaktsioonid, oksüdeerumine (põlemine, plahvatus), polümerisatsioon ja lõhenemisprotsessid toimuvad ahela mehhanismi abil. Ahelreaktsioonide teooria töötas välja akadeemik H.H. Semenov, S.N. Hinshelwood (Inglismaa) jt. Ahelreaktsioonide peamised etapid on: tuumastumine (initsiatsioon), jätkumine (pikenemine) ja ahela lõpetamine (lõpetamine). Ahelreaktsioone on kahte tüüpi: sirge ja hargnenud ahelaga reaktsioonid. Ahelreaktsioonide eripära on see, et üks esmane aktivatsiooniakt viib tohutu hulga algainete molekulide transformatsioonini. Vabade radikaalide oksüdatsiooni biokeemilised reaktsioonid on ahelreaktsioonid.

Perioodilised (ise-võnkuvad) reaktsioonidnimetatakse kompleksseteks mitmeastmelisteks, mitut ainet hõlmavateks autokatalüütilisteks reaktsioonideks, milles oksüdeerunud ja redutseeritud vormide kontsentratsioonides esineb perioodilisi kõikumisi. Võnkumisreaktsioonid avastas B.P. Belousov, uuris A.M. Zhabotinsky jt. Võnkumiste sagedus ja vorm sõltuvad algainete, hapete kontsentratsioonist

nosti, temperatuur. Selliste reaktsioonide näiteks võib olla brommaloonhappe ja kaaliumbromaadi vastasmõju happelises keskkonnas, katalüsaatoriks on tseerium (III) sool. Perioodilistel reaktsioonidel on suur tähtsus bioloogiliste objektide jaoks, kus sellised reaktsioonid on laialt levinud.

Tahkes olekus põlemisreaktsioonid(iseleviiva kõrgel temperatuuril sünteesi reaktsioonid, SHS) avastati 1967. aastal NSV Liidu Teaduste Akadeemia keemilise füüsika instituudis A.G. Meržanov ja I.G. Borovinskaja. SHS-meetodi olemus seisneb selles, et pärast reaktantide vastastikmõju reaktsiooni lokaalset algatamist levib põlemisreaktsiooni frond spontaanselt kogu süsteemis kuumade saaduste lähteainete soojusülekande tõttu, käivitades neis vastastikmõju reaktsiooni. Seega toimub põlemisprotsess, mis on nii reaktsiooni põhjus kui ka tagajärg. SHS-i reaktsioonide mehhanism on üsna keeruline ja hõlmab protsesse reaktsiooniline difusioon.Mõiste "reaktiivne difusioon" määratleb nähtuste kogumi, mis ilmneb kahe keemiliselt erineva komponendi koostoimes, mis on võimelised moodustama keemilisi ühendeid tahkete faaside kujul. Keemilise interaktsiooni saadused moodustavad pideva kihi, mis erineb oma struktuurilt algkomponentidest, kuid ei häiri edasist interaktsiooni.

2.5. AKTIIVSE MÕJU TEOORIA. TEGEVUSENERGIA. Reaktsioonikiiruse sõltuvus reageerivate ainete olemusest ja temperatuurist

Keemilise interaktsiooni elementaarse toimingu toimumiseks peavad reageerivad osakesed üksteisega kokku põrkama. Kuid mitte iga kokkupõrge ei too kaasa keemilist reaktsiooni. Viimane tekib siis, kui osakesed lähenevad kaugustele, mille korral on võimalik elektronide tiheduse ümberjaotamine ja uute keemiliste sidemete tekkimine. Vastastikmõjulistel osakestel peab olema piisavalt energiat, et ületada nende elektronkestade vahel tekkivad tõrjuvad jõud.

Ajutine seisund- süsteemi seisund, milles ühenduse hävitamine ja loomine on tasakaalus. Ajutises seisundis süsteem

on lühiajaliselt (10 -15 s). Energiat, mida tuleb süsteemi ülemineku seisundisse viimiseks kulutada, nimetatakse aktiveerimisenergia.Mitmeastmelistes reaktsioonides, mis hõlmavad mitut siirdeseisundit, vastab aktivatsioonienergia kõige kõrgemale energiaväärtusele. Pärast üleminekuseisundi ületamist hajuvad molekulid uuesti vanade sidemete hävimise ja uute moodustumise või algsete sidemete teisendamisega. Mõlemad võimalused on võimalikud, kuna need tekivad energia vabastamisel. On aineid, mis võivad selle reaktsiooni aktivatsioonienergiat vähendada.

Kokkupõrkel ühenduvad aktiivsed molekulid A 2 ja B 2 aktiivseks vahekompleksiks A 2 ... B 2, nõrgendades ja seejärel lõhustades A-A ja B-B sidemeid ning tugevdades A-B sidemeid.

HI moodustumisreaktsiooni "aktivatsioonienergia" (168 kJ / mol) on palju väiksem kui energia, mis on vajalik sidemete täielikuks lõhustamiseks algsetes H2 ja I2 molekulides (571 kJ / mol). Seetõttu reaktsioonitee läbi hariduse aktiivne (aktiveeritud) kompleksenergeetiliselt soodsam kui algsete molekulide sidemete täieliku purunemise tee. Valdav osa reaktsioonidest toimub vahepealsete aktiivsete komplekside moodustumise kaudu. Aktiivse kompleksi teooria sätted töötasid G. Eyring ja M. Polyani välja XX sajandi 30. aastatel.

Aktiveerimisenergiatähistab osakeste kineetilise energia liiast keskmise energia suhtes, mis on vajalik kokkupõrkuvate osakeste keemiliseks muundamiseks. Reaktsioone iseloomustavad aktiveerimisenergia erinevad väärtused (E a). Enamasti jääb neutraalsete molekulide keemiliste reaktsioonide aktivatsioonienergia vahemikku 80 kuni 240 kJ / mol. Biokeemiliste protsesside korral on E a väärtused sageli madalamad - kuni 20 kJ / mol. See on tingitud asjaolust, et valdav osa biokeemilistest protsessidest kulgeb läbi ensüümi-substraadi komplekside staadiumi. Energiatõkked piiravad reaktsiooni kulgu. Selle tõttu on põhimõtteliselt võimalikud reaktsioonid (for G<0) практически всегда не протекают

või aeglustada. Reaktsioonid aktivatsioonienergiatega üle 120 kJ / mol on nii aeglased, et nende edenemist on raske märgata.

Reaktsiooni toimumiseks peavad molekulid kokkupõrke ajal olema teatud viisil orienteeritud ja omama piisavalt energiat. Õige kokkupõrke orientatsiooni tõenäosust iseloomustab aktiveerimise entroopiaΔ S a.Elektroonilise tiheduse ümberjaotamist aktiivses kompleksis soosib olukord, kus kokkupõrkel A2 ja B2 molekulid on orienteeritud, nagu on näidatud joonisel fig. 2.2, a, samal ajal kui joonisel fig. 2.2, b, on reaktsiooni tõenäosus veelgi väiksem - joonisel fig. 2.2, c.

Joonis: 2.2.A2 molekulide soodsad (a) ja ebasoodsad (b, c) orientatsioonid

ja B 2 kokkupõrkel

Kiiruse ja reaktsiooni sõltuvust temperatuurist, aktiveerimisenergiast ja aktivatsiooni entroopiast iseloomustav võrrand on järgmine:

kus k- reaktsioonikiiruse konstant; A on esimeses lähenduses molekulide kokkupõrgete koguarv ajaühikus (sekundis) mahuühiku kohta; e - looduslike logaritmide alus; R- universaalne gaasikonstant; T- absoluutne temperatuur; E a- aktiveerimisenergia; Δ S a- aktiveerimise entroopia muutus.

Võrrandi (2.8) tuletas Arrhenius 1889. aastal. Eksponentsiaalne tegur A on proportsionaalne molekulide vaheliste kokkupõrgete koguarvuga ajaühikus. Selle mõõt langeb kokku kiiruskonstandi mõõtmetega ja sõltub seetõttu kogu reaktsiooni järjekorrast. Eksponent on võrdne nende koguarvu aktiivsete kokkupõrgete osaga, s.t. põrkuvatel molekulidel peab olema piisavalt

täpne vastasmõju energia. Nende soovitud orientatsiooni tõenäosus kokkupõrke hetkel on proportsionaalne e ΔSa / R-ga

Arutades kiiruse efektiivmassi seadust (2.6), sätestati spetsiaalselt, et kiiruskonstant on reaktantide kontsentratsioonidest sõltumatu konstant. Eeldati, et kõik keemilised transformatsioonid toimuvad konstantsel temperatuuril. Samal ajal on hästi teada, et keemilise muundumise kiirus võib temperatuuri langedes või tõustes oluliselt muutuda. Massimõjuseaduse seisukohast tuleneb see kiiruse muutus kiiruskonstandi sõltuvusest temperatuurist, kuna reaktiivide kontsentratsioonid muutuvad vedeliku soojuspaisumise või kokkutõmbumise tõttu vaid veidi.

Tuntuim fakt on reaktsioonide kiiruse suurenemine temperatuuri tõustes. Seda tüüpi kiiruse sõltuvust temperatuurist nimetatakse normaalseks (joonis 2.3, a). Seda tüüpi sõltuvus on iseloomulik kõigile lihtsatele reaktsioonidele.

Joonis: 2.3.Keemiliste reaktsioonide kiiruse sõltuvus temperatuurist: a - normaalne; b - ebanormaalne; c - ensümaatiline

Kuid praegu on hästi teada keemilised muundamised, mille kiirus temperatuuri tõusul väheneb. Näitena võib tuua lämmastik (II) oksiidi gaasifaasilise reaktsiooni broomiga (joonis 2.3, b). Seda tüüpi temperatuuri sõltuvust kiirusest nimetatakse anomaalseks.

Arstide jaoks on eriti huvitav ensümaatiliste reaktsioonide kiiruse sõltuvus temperatuurist, s.t. ensüümidega seotud reaktsioonid. Peaaegu kõik kehas esinevad reaktsioonid kuuluvad sellesse klassi. Näiteks vesinikperoksiidi lagundamisel ensüümi katalaasi juuresolekul sõltub lagunemiskiirus temperatuurist. Vahemikus 273-320 ° K on sõltuvus temperatuurist normaalne. Temperatuuri tõusuga kiirus suureneb, langusega väheneb. Kui temperatuur tõuseb üle

320 ° K juures täheldatakse peroksiidi lagunemise kiiruse järsku ebanormaalset langust. Sarnane pilt toimub ka teiste ensümaatiliste reaktsioonide puhul (joonis 2.3, c).

Arrheniuse võrrandist kon näha, et kuna Teksponenti lisatud keemilise reaktsiooni kiirus on temperatuuri muutustele väga tundlik. Homogeense reaktsiooni kiiruse sõltuvust temperatuurist saab väljendada Van't Hoffi reegliga, mille kohaselt temperatuuri tõusuga iga 10 ° kohta suureneb reaktsioonikiirus 2-4 korda;nimetatakse numbrit, mis näitab, mitu korda selle reaktsiooni kiirus temperatuuri tõusuga 10 ° võrra suureneb reaktsioonikiiruse temperatuuri koefitsient- γ.

kus k- kiiruskonstant temperatuuril t° C Teades γ väärtust, on võimalik arvutada reaktsioonikiiruse muutus, kui temperatuur muutub T 1enne T 2vastavalt valemile:

Kui temperatuur tõuseb aritmeetilise progressiooniga, suureneb geomeetrilises järjestuses kiirus.

Näiteks kui γ \u003d 2,9, siis temperatuuri tõustes 100 ° võrra suureneb reaktsioonikiirus 10 korda 10 korda, st. 40 tuhat korda. Kõrvalekalded sellest reeglist on biokeemilised reaktsioonid, mille kiirus suureneb temperatuuri kerge tõusuga kümnekordselt. See reegel kehtib ainult ligikaudses lähenduses. Suuri molekule (valke) hõlmavaid reaktsioone iseloomustab suur temperatuurikoefitsient. Valgu denatureerimise määr (muna albumiin) suureneb 50 korda, kui temperatuur tõuseb 10 ° C võrra. Pärast teatud maksimumi (50–60 ° C) saavutamist väheneb reaktsioonikiirus valgu temperatuuri denaturatsiooni tagajärjel järsult.

Paljude keemiliste reaktsioonide korral pole kiiruse massitoime seadus teada. Sellistel juhtudel võib väljendit kasutada ümberarvestusmäära sõltuvuse temperatuurist kirjeldamiseks:

Eeleksponent Ja koosei sõltu temperatuurist, vaid sõltub kontsentratsioonist. Ühik on mol / L s.

Teoreetiline sõltuvus võimaldab kiirust eelnevalt arvutada mis tahes temperatuuril, kui on teada aktiveerimisenergia ja eeleksponent. Seega ennustatakse temperatuuri mõju keemilise muundumise kiirusele.

2.6. Pöörduvad ja pöörduvad reaktsioonid. KEEMILISE TASAKAALU OLUKORD. Reaktsioonisotermiline võrrand

Keemiline reaktsioon ei jõua alati "lõpuni", teisisõnu ei muuda lähteained alati täielikult reaktsiooniproduktideks. Seda seetõttu, et reaktsioonisaaduste kuhjumisel võib luua tingimused reaktsiooni kulgemiseks vastupidises suunas. Tõepoolest, kui segate näiteks joodiauru vesinikuga temperatuuril ~ 200 ° C, siis toimub reaktsioon: H2 + I 2 \u003d 2HI. Siiski on teada, et vesinikjodiid hakkab juba temperatuuril 180 ° C kuumutatuna lagunema joodiks ja vesinikuks: 2HI \u003d Н 2 + I 2.

Keemilisi reaktsioone, mis võivad samades tingimustes toimuda vastupidises suunas, nimetatakse pöörduv.Pöörduvate reaktsioonide võrrandite kirjutamisel pannakse võrdusmärgi asemel kaks vastassuunas suunatud noolt. Nimetatakse vasakult paremale voolavat reaktsiooni sirge(ettepoole suunatud reaktsiooni kiiruskonstant k 1),paremalt vasakule - tagurpidi(reaktsioonikiiruse konstant k 2).

Pöörduvate reaktsioonide korral on edasireaktsiooni kiirusel algselt maksimaalne väärtus ja seejärel väheneb lähteainete kontsentratsiooni vähenemise tõttu. Ja vastupidi, algreaktsiooni pöördreaktsioonil on minimaalne kiirus, mis suureneb, kui reaktsioonisaaduste kontsentratsioon suureneb. Lõpuks saabub hetk, mil edasiliikumise ja tagasikäigu kiirused muutuvad võrdseks. Nimetatakse olekut, milles pöördreaktsiooni kiirus võrdub edasisuunas toimuva kiirusega keemiline tasakaal.

Kvantitatiivselt iseloomustatakse pöörduvate protsesside keemilise tasakaalu seisundit tasakaalu konstant.Keemilise tasakaalu seisundisse jõudmise hetkel on edasi- ja vastupidiste reaktsioonide kiirused võrdsed (kineetiline seisund).

kus K - tasakaalu konstant,mis on ettepoole suunatud ja vastupidise reaktsiooni kiiruskonstantide suhe.

Võrrandi paremal küljel on koostoimes olevate ainete kontsentratsioonid, mis on kindlaks määratud tasakaalus - tasakaalu kontsentratsioonid.See võrrand on keemilise tasakaalu massitegevuse seaduse matemaatiline väljendus. Eriti tuleb märkida, et erinevalt massitegevuse seadusest on selle võrrandi reaktsioonikiiruse jaoks eksponendid a, b, d, f jajne. on alati võrdsed stöhhiomeetriliste koefitsientidega tasakaalu reaktsioonis.

Antud reaktsiooni tasakaalukonstandi arvväärtus määrab selle saagise. Reaktsiooni saagistermin "reaktsioon" viitab tegelikult saadud toote ja selle koguse suhtele, mis oleks saadud reaktsiooni lõpuni kulgemisel (tavaliselt väljendatuna protsentides). Niisiis, K \u003e\u003e 1 juures on reaktsiooni saagis kõrge ja vastupidi K juures<<1 выход реакции очень мал.

Tasakaalukonstant on seotud standardne Gibbsi energiareaktsioonid järgmise suhtega:

Võrrandit (2.12) kasutades võib leida reaktsiooni Gibbsi energia väärtuse tasakaalu kontsentratsioonidena:

Seda võrrandit nimetatakse keemilise reaktsiooni isotermiline võrrand.See võimaldab teil arvutada Gibbsi energia muutus protsessi käigus ja määrata reaktsiooni suund:

juures ΔG<0 - реакция идет в прямом направлении, слева направо;

Millal ΔG \u003d 0 - reaktsioon on jõudnud tasakaalu (termodünaamiline seisund);

kui ΔG\u003e 0, kulgeb reaktsioon vastupidises suunas.

Oluline on mõista, et tasakaalukonstant ei sõltu ainete kontsentratsioonist. Vastupidine on tõsi: tasakaalus saavad kontsentratsioonid ise sellised väärtused, et nende toodete suhe stöhhiomeetriliste koefitsientide võimsustes

osutub antud temperatuuril konstantseks. See väide on kooskõlas massitegevuse seadusega ja seda saab kasutada isegi ühe selle sõnastusena.

Nagu eespool mainitud, ei lähe pöörduvad reaktsioonid lõpuni. Kui aga üks pöörduva reaktsiooni produktidest väljub reaktsiooni sfäärist, siis põhimõtteliselt pöörduv protsess kulgeb praktiliselt lõpuni. Kui elektrolüüdid osalevad pöörduvas reaktsioonis ja selle reaktsiooni üks saadustest on nõrk elektrolüüt, sade või gaas, siis sel juhul kulgeb reaktsioon ka peaaegu lõpuni. Pöördumatud reaktsioonidnimetatakse selliseid reaktsioone, mille saadused ei mõjuta üksteist lähteainete moodustumisega. Pöördumatud reaktsioonid reeglina „jõuavad lõpuni“, st E. kuni vähemalt üks lähteaine on täielikult ära kasutatud.

2.7. LE CHATELIER PÕHIMÕTE

Keemilise tasakaalu seisund püsivates välistingimustes võib teoreetiliselt püsida lõputult. Tegelikult võib reaktantide temperatuuri, rõhu või kontsentratsiooni muutumisel tasakaal protsessi nihkuda ühes või teises suunas.

Muutused, mis toimuvad süsteemis väliste mõjude tagajärjel, on määratud mobiilse tasakaalu põhimõttega - le Chatelieri põhimõte.

Väline mõju tasakaaluolekus olevale süsteemile viib selle tasakaalu nihkumiseni selles suunas, kus tekitatud mõju mõju nõrgeneb.

Kolme peamise välismõjude tüübi osas - kontsentratsiooni, rõhu ja temperatuuri muutused - tõlgendatakse Le Chatelieri põhimõtet järgmiselt.

Ühe reageeriva aine kontsentratsiooni suurenemisega nihkub tasakaal selle aine tarbimise suunas, kontsentratsiooni vähenemisega nihkub tasakaal selle aine moodustumise suunas.

Rõhu mõju on väga sarnane reaktiivide kontsentratsiooni muutmise mõjuga, kuid see mõjutab ainult gaasisüsteeme. Koostame üldise avalduse rõhu mõju kohta keemilisele tasakaalule.

Rõhu suurenedes nihkub tasakaal gaasiliste ainete hulga vähenemise suunas, s.t. rõhu languse suunas; rõhu langusega nihkub tasakaal suurenemise suunas

gaasiliste ainete kogused, s.t. suureneva rõhu suunas. Kui reaktsioon kulgeb gaasiliste ainete molekulide arvu muutmata, siis rõhk ei mõjuta tasakaalu positsiooni selles süsteemis.

Temperatuuri muutusega muutuvad nii otsesed kui ka vastupidised reaktsioonid, kuid erineval määral. Seetõttu on temperatuuri mõju selgitamiseks keemilisele tasakaalule vaja teada reaktsiooni soojusefekti märki.

Temperatuuri tõustes nihkub tasakaal endotermilise reaktsiooni suunas ja temperatuuri langedes eksotermilise reaktsiooni suunas.

Biosüsteemide kohta öeldakse Le Chatelieri printsiibis, et biosüsteemis moodustub iga toimingu jaoks sama tugevuse ja olemusega reaktsioon, mis tasakaalustab bioloogilisi reguleerivaid protsesse ja reaktsioone ning moodustab nende tasakaaluhäire konjugaaditaseme.

Patoloogilistes protsessides rikutakse regulatiivse vooluringi olemasolevat suletust. Sõltuvalt tasakaalustamatuse tasemest muutub süsteemidevaheliste ja elunditevaheliste suhete kvaliteet, muutuvad need järjest mittelineaarsemaks. Nende seoste struktuuri ja spetsiifilisust kinnitab lipiidide peroksüdatsioonisüsteemi näitajate ja antioksüdantide taseme, harmooniliste näitajate vahelise seose analüüs kohanemise ja patoloogia tingimustes. Need süsteemid on seotud antioksüdantse homöostaasi säilitamisega.

2.8. KÜSIMUSED JA ÜLESANDED HARJUTUSTELE JA KATSETELE VALMISTAMISE ENESEKATSEKS

1. Milliseid reaktsioone nimetatakse homogeenseteks ja milliseid heterogeenseteks? Tooge üks näide igat tüüpi reaktsioonidest.

2. Milliseid reaktsioone nimetatakse lihtsateks ja milliseid keerukateks? Tooge kaks lihtsate ja keerukate reaktsioonide näidet.

3. Mis juhul võivad kineetilise võrrandi molekullikkus ja järjestus arvuliselt kokku langeda?

4. Mõne reaktsiooni kiirus aja jooksul ei muutu. Kas selle reaktsiooni poolväärtusaeg muutub aja jooksul ja kui jah, siis kuidas? Andke selgitus.

5. Mis juhul võivad tegelik (hetkeline) kiirus ja keskmine reaktsioonikiirus (piisavalt pika ajaintervalliga) kokku langeda?

6. Arvutage reaktsiooni kiiruskonstant A + B → AB, kui ainete A ja B kontsentratsioonides on vastavalt 0,5 ja 0,1 mol / l, on selle kiirus 0,005 mol / l min.

7. Mõne esimese järgu reaktsiooni poolväärtusaeg on 30 minutit. Milline osa aine algsest kogusest jääb tunni aja jooksul alles?

8. Anda kontseptsioon reaktsiooni üldisest järjekorrast ja reaktsioonide järjestusest ainete kaupa.

9. Reaktsioonikiiruse määramise meetodid.

10. Keemilise kineetika põhiseadus.

11. Andke keemiliste reaktsioonide mehhanismi mõiste.

12. Lihtsad ja keerukad reaktsioonid.

13. Konjugaatreaktsioonid. Millistest teguritest sõltub keemiliste reaktsioonide kiiruskonstant?

14. Kas reaktsioonikiirus on tõesti proportsionaalne reagentide kontsentratsioonide korrutisega nende stöhhiomeetriliste koefitsientide alusel?

15. Milliseid eksperimentaalseid andmeid on vaja reaktsioonide järjekorra määramiseks?

16. Kirjutage reaktsiooni kineetiline võrrand H 2 O 2 + 2HI → I 2 + + 2H 2 O, kui segada võrdsed kogused 0,02 mol / L H202 lahust ja 0,05 mol / L HI lahust. Kiiruskonstant 0,05 L / mol s.

17. Kirjutage reaktsiooni kineetiline võrrand H 2 O 2 + 2HI → I 2 + + 2H 2 O, võttes arvesse, et seda iseloomustab mõlema lähteaine kontsentratsioonide esimene reaktsioonijärjestus.

18. Tõestage, et keemilise reaktsiooni kiirus on komponentide stöhhiomeetrilise suhte korral maksimaalne.

19. Loetlege võimalikke selgitusi temperatuuri mõju kohta reaktsioonikiirusele.

2.9. KATSEProbleemid

1. Van't Hoffi reegli kohaselt on temperatuuri tõustes 10 ° võrra paljude reaktsioonide kiirus:

a) väheneb 2-4 korda;

b) väheneb 5-10 korda;

c) suureneb 2-4 korda;

d) suureneb 5-10 korda.

2. Koostoime elementaarsete toimingute arv ajaühikus määrab:

a) reaktsiooni järjekord;

b) reaktsioonikiirus;

c) reaktsiooni molekulaarsus;

d) poolväärtusaeg.

3. Millised tegurid mõjutavad reaktsioonikiiruse suurenemist?

a) reageerivate ainete laad;

b) temperatuur, kontsentratsioon, katalüsaator;

c) ainult katalüsaator;

d) ainult kontsentratsioon;

e) ainult temperatuur.

4. Mitu korda reaktsioonikiirus 2A (g) + B (g) suureneb?→ A 2 B (d) aine A kontsentratsiooni kahekordse suurenemisega

a) kiirus ei muutu;

b) suureneb 18 korda;

c) suureneb 8 korda;

d) suureneb 4 korda;

e) suureneb 2 korda.

5. Algreaktsioon А (tv) + 2В (g)→ AB 2 (d). Märkige selle reaktsiooni õige kineetiline võrrand:

a) k [A] [B] 2;

b) k [A] [B];

c) kuni [B];

d) kuni [B] 2;

e) kuni [A].

6. Kuidas muuta rõhku süsteemis reaktsioonikiiruse A (tv) + 2B (g) suurendamiseks→ AB 2 (d) 9 korda?

a) suurendage rõhku 9 korda;

b) vähendage rõhku 9 korda;

c) suurendage rõhku 3 korda;

d) vähendage rõhku 3 korda.

7. Mis on reaktsioonitemperatuuri koefitsientγ 10 , kui reaktsioonisegu jahutamisel 30 ° võrra väheneb reaktsioonikiirus 8 korda?

a) 16;

b) 8;

kell 6;

d) 4;

d 2.

8. Milline reaktsioon kulgeb kiiremini?

a) E tegu\u003d 40 kJ / mol;

b) E act \u003d 80 kJ / mol;

sisse) E act \u003d 160 kJ / mol;

d) E akt \u003d 200 kJ / mol.