Kodu » Seadus » Mis on keemilise kineetika määratlus? Füüsikaline keemia. Keemiliste reaktsioonide klassifikatsioon

Mis on keemilise kineetika määratlus? Füüsikaline keemia. Keemiliste reaktsioonide klassifikatsioon

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

All mehhanism   keemiliste reaktsioonide all mõistetakse neid vahereaktsioone, mis toimuvad lähtematerjalide muundamisel reaktsioonisaadusteks.

Keemilise kineetika põhikontseptsioon on mõiste keemiliste reaktsioonide kiirused  . Sõltuvalt süsteemist, milles reaktsioon toimub, on „reaktsioonikiiruse” määratlus mõnevõrra erinev.

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

.

Keemilise reaktsiooni hetkeline või tõeline kiirus on

.

Miinus sisse logida eks   Osa näitab lähteaine kontsentratsiooni langust. Tähendab homogeense keemilise reaktsiooni kiirust nimetatakse lähteaine kontsentratsiooni ajatuletiseks.

Heterogeenne reaktsioon  nimetatakse reaktsiooniks, milles reageerivad ained on erinevates faasides. Heterogeensed reaktsioonid on ainete vahel erinevates agregatsioonitingimustes.

Heterogeense keemilise reaktsiooni kiirus on võrdne lähteaine koguse muutusega ajaühikus liidese pindalaühiku kohta:

.

Kineetiline võrrand   Keemiliseks reaktsiooniks nimetatakse matemaatilist valemit, mis seob reaktsiooni kiiruse ainete kontsentratsioonidega. Selle võrrandi saab kindlaks teha ainult katseliselt.

Sõltuvalt mehhanismist klassifitseeritakse kõik keemilised reaktsioonid lihtsateks (elementaarseteks) ja kompleksseteks. Lihtne   nimetatakse reaktsioone, mis toimuvad ühes etapis võrrandi vasakul küljel kirjutatud molekulide samaaegse kokkupõrke tagajärjel. Lihtsas reaktsioonis võivad osaleda üks, kaks või, mis on äärmiselt haruldane, kolm molekuli. Seetõttu liigitatakse lihtsad reaktsioonid järgmistesse rühmadesse monomolekulaarsed, bimolekulaarsed ja trimolekulaarsed reaktsioonid. Kuna tõenäosusteooria seisukohast on nelja või enama molekuli samaaegne kokkupõrge ebatõenäoline, ei toimu üle kolme reaktsiooni. Lihtsate reaktsioonide jaoks on kineetilised võrrandid suhteliselt lihtsad. Näiteks reaktsiooni H2 + I 2 \u003d 2 korral on HI kineetiline võrrand järgmine

   \u003d k ° C (I2) ° C (H2).

Raske   reaktsioonid toimuvad mitmes etapis ja kõik etapid on omavahel seotud. Seetõttu on keeruliste reaktsioonide kineetilised võrrandid tülikamad kui lihtsad reaktsioonid. Näiteks on keeruka reaktsiooni korral teada H2 + Br2 \u003d 2 HBr


= .

Kineetilise võrrandi keerukus on otseselt seotud reaktsioonimehhanismi keerukusega.

Keemilise kineetika põhiseadus on postulaat, mis tuleneb paljudest katseandmetest ja väljendab reaktsioonikiiruse sõltuvust kontsentratsioonist. Seda seadust nimetatakse massitoimingu seaduseks, milles öeldakse, et keemilise reaktsiooni kiirus igal ajahetkel on võrdeline reageerivate ainete kontsentratsiooniga, mis on mingil määral tõusnud.

Kui keemilise reaktsiooni võrrandil on vorm

a A + b B + d D → tooted,

siis saab tegutsevate masside seaduse valemi esitada kui

   \u003d k ∙.

Selles võrrandis on k keemilise reaktsiooni kiiruse konstant, mis on reaktsiooni kõige olulisem omadus, mis ei sõltu kontsentratsioonidest, vaid sõltub temperatuurist. Keemilise reaktsiooni kiiruse konstant võrdub reaktsioonikiirusega, kui kõigi ainete kontsentratsioonid on 1 mol / L. Eksponente n 1, n 2, n 3 kutsutakse eratellimused   ainete A, B ja D keemilised reaktsioonid. Lihtsate reaktsioonide korral on konkreetsed järjed väikesed täisarvud nullist kolmeni. Komplekssete reaktsioonide korral võivad osalised järjestused olla nii murdarv kui ka negatiivne arv. Eratellimuste summa nimetatakse tellida   keemiline reaktsioon n \u003d n 1 + n 2 + n 3. Sellel viisil ,   keemilise reaktsiooni järjekord on kineetilise võrrandi kontsentratsiooniastete indikaatorite summa.

Lihtsate homogeensete keemiliste reaktsioonide kineetiline klassifikatsioon

Keemilise kineetika seisukohast liigitatakse lihtsad keemilised reaktsioonid reaktsioonideks , esimene, teine \u200b\u200bja kolmas järjekord  . Nulljärjestuse reaktsioonid on äärmiselt haruldased. Selleks, et reaktsioon saaks toimuda nulljärjestuses, on selle rakendamiseks vajalikud eritingimused. Näiteks toimub lämmastikoksiidi (5+) N 2 O 5 → N 2 O 4 + ½ O 2 lagunemisreaktsioon nulljärjestusena ainult tahke lämmastikoksiidi (5+) korral.

Kui võetakse gaasiline oksiid, toimub reaktsioon esimese astme reaktsioonina.

Samal ajal tuleb öelda, et on palju reaktsioone, kus mis tahes aine konkreetne järjekord on null. Tavaliselt on need reaktsioonid, milles seda ainet võetakse teiste reagentidega võrreldes ülemääraselt. Näiteks sahharoosi hüdrolüüsi reaktsioonis

С 12 Н 22 О 11 + Н 2 О → С 6 Н 12 О 6 + С 6 Н 12 О

Sahharoosglükoos-fruktoos

osalise reaktsiooni järjekord vees on null.

Kõige tavalisemad on esimese ja teise järgu reaktsioonid. Kolmanda järgu reaktsioone on vähe.

Mõelge näiteks esimese astme keemilise reaktsiooni kineetika matemaatilisele kirjeldusele. Lahendame sellise reaktsiooni kineetilise võrrandi

  \u003d kC.

Eraldage muutujad dC \u003d - kdt. Pärast integratsiooni

   \u003d -∫kdt.

lnС \u003d - kt + konst.

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

c \u003d ln C 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 järgu reaktsiooni oluline kineetiline omadus on poolmuundumisaeg τ ½.   Poolmuundumisaeg on aeg, mille jooksul reageerib pool algsest ainekogusest. Leidkem avaldus esimese astme reaktsiooni poolaja kohta. For t \u003d τ ½ C \u003d C 0/2. seetõttu

   \u003d ln \u003d - kt,

k τ1 \u003d ln 2.

= .

Kõigi järkude reaktsioonide diferentsiaalsete kineetiliste võrrandite lahendamise tulemused on esitatud tabeli kujul (tabel 2). Selle tabeli andmed kehtivad juhul, kui kõigil reagentidel 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
1 Kineetiline diferentsiaalvõrrand \u003d k. \u003d kC. \u003d kC2. \u003d kC 3.
2 Integreeritud kineetiline võrrand C 0 - C \u003d kt C \u003d C 0 \u003d 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 poolaeg τ ½ = τ ½ = τ ½ = τ ½ =
5 Ajaline funktsioon C c

Reaktsiooni järjekorra määramise meetodid

Keemiliste reaktsioonide järjekordade määramiseks kasutatakse diferentsiaal- ja integraalmeetodeid. Diferentsiaal meetodid kasutavad diferentsiaalseid kineetilisi võrrandeid. Reaktsioonide järjekord neid meetodeid kasutades arvutatakse välja ja esitatakse numbrina. Kuna meetod põhineb kineetilisel katsel, sisaldab arvutustulemus teatavat viga.

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

Homogeenses (ühefaasilises) protsessis toimub reaktsioon kogu süsteemi mahus ja selle kiirust iseloomustab mis tahes reagendi või produkti kontsentratsiooni muutus ajaühiku kohta. 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 tuletis aja suhtes: v  \u003d ± dC / dt.

Iga konkreetse reaktsiooni kiirus katalüsaatori puudumisel sõltub reagentide kontsentratsioonist ja temperatuurist . Faasidevahelisel liidesel esinevate heterogeensete reaktsioonide kiirus sõltub ka selle pinna suurusest.

Reaktiivide kontsentratsioonide mõju reaktsioonikiirusele kehtestatakse toimivate masside seadusega: fikseeritud temperatuuril on reaktsiooni kiirus võrdeline reagendi kontsentratsiooni saamisega kraadides, mis on võrdne stöhhiomeetriliste koefitsientidega.

Reaktsiooni aA + bB \u003d cC + dD jaoks nimetatakse toimivate masside seaduse matemaatilist avaldist kineetilise reaktsiooni võrrand, registreeritakse: v  \u003d kС А а С B b, kus k - proportsionaalsuse koefitsient, mida nimetatakse kiiruskonstandiks,C A ja C BKas on reagentide molaarsed kontsentratsioonid ning a ja b on nende stöhhiomeetrilised koefitsiendid. Kineetilise võrrandi eksponentide summat nimetatakse reaktsiooni järjekorda.   Mitmeastmelistes reaktsioonides võib reaktsioonide järjekord olla murdosa, kuid mitte rohkem kui 3.

Reaktsioonide kineetilised võrrandid ainete kontsentratsioon kondenseerunud olekus  arvestades nende muutumatust, pole näidatud. Need koostisosade püsikontsentratsioonid sisalduvad kiiruskonstandis.

Reaktsioonimehhanism  mida nimetatakse keemilise reaktsiooni etappide kogumiks, mille tulemusel muundatakse lähteained lõplikuks. Reaktsioonid võivad olla üheastmelised ja mitmeastmelised. Reaktsioonikiiruse määrab aeglaseima etapi (piirava etapi) kiirus.

Eristama homogeenneja   heterogeennekeemilised reaktsioonid. Kutsutakse reaktsioone, mis toimuvad ühefaasilises (homogeenses) süsteemis, näiteks vedelas või gaasilises homogeenne. Sellised reaktsioonid esinevad kogu süsteemis. Mitmefaasilistes süsteemides (mis koosnevad kahest või enamast faasist, näiteks gaasilisest ja tahkest faasist) toimuvaid reaktsioone nimetatakse heterogeenne. Sellised reaktsioonid toimuvad ainult liideses. Heterogeense reaktsioonikiiruse määrab reageerivate ainete kontsentratsiooni muutus pinnaühiku kohta ajaühiku kohta.

Reaktsioon molekulaarne  mida nimetatakse osakeste arvuks, mis on seotud keemilise koostoime elementaarses aktis. Reaalsetes reaktsioonides võib molekulaarsus olla 1, 2, 3. Ühes etapis toimuvate lihtsate reaktsioonide korral langeb järjestus kokku molekulaarsusega. Masside seadus kehtib lihtsate reaktsioonide jaoks. Mitmes etapis toimuvate keerukate reaktsioonide korral kohaldatakse seadusi iga üksiku reaktsiooni suhtes, kuid mitte nende summa suhtes.


Reaktsioonikiiruse sõltuvust temperatuurist seletatakse asjaoluga, et nagu juba märgitud, sõltub reaktsiooni kiirus reaktsioonis osalevate osakeste (aatomid, molekulid, ioonid) kokkupõrgete arvust. Kuid mitte kõik kokkupõrked ei põhjusta keemilisi koostoimeid. Reaktsiooni toimumiseks peab osakestel olema ülemäärast energiat (võrreldes keskmise väärtusega), nn aktiveerimise energia  (E A). Mida kõrgem on temperatuur, seda rohkem on osakeste energiat E A-ga või sellega võrdne. Seetõttu suureneb reaktsiooni kiirus temperatuuri tõustes. Keemilise reaktsiooni kiiruse konstant määratakse efektiivsete kokkupõrgete arvu järgi, s.o. keemiliste reaktsioonide alustamiseks võimeliste aktiivsete molekulide arv. Väljendatakse reaktsioonikiiruse konstandi sõltuvust temperatuurist ja aktiveerimisenergiast arrheniuse võrrand :

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

Keemiline tasakaal saavutatakse pöörduvates reaktsioonides -reaktsioonides, mis võivad toimuda nii edasi kui ka tagasi. Kui reaktsioon aA + bB ↔ cC + dD) on pöörduv, tähendab see, et reagendid A ja B on võimelised muutuma produktideks C ja D (otsene reaktsioon) ning produktid C ja D võivad omakorda reageerida üksteisele ja moodustada taas lähteained A ja B (pöördreaktsioon).

Keemilise tasakaalu termodünaamiline seisund on reaktsiooni Gibbsi energia muutumatus, s.o. r G \u003d 0 ja tasakaalu kineetiline tingimus on otsese (v 1) ja vastupidise (v 2) reaktsiooni kiiruste võrdsus: v 1 \u003d v 2.

Kuna keemilise tasakaalu tingimustes toimuvad nii otsesed kui ka pöördreaktsioonid sama kiirusega, ei muutu reagentide ja saaduste kontsentratsioonid aja jooksul. Need kontsentratsioone, mis aja jooksul ei muutu, nimetatakse tasakaaluks. Vastupidiselt tasakaalukontsentratsioonidele, mis reaktsiooni ajal varieeruvad, tähistatakse tasakaalukontsentratsioone tavaliselt erilisel viisil, nimelt nurksulgudesse sulgunud aine valemiga. Näiteks kanded [H 2] tähendavad, et me räägime vesiniku ja ammoniaagi tasakaalukontsentratsioonist.

Teatud temperatuuril on reagentide ja produktide tasakaalukontsentratsiooni suhe iga reaktsiooni konstantne ja iseloomulik väärtus. Seda suhet iseloomustatakse kvantitatiivselt keemilise tasakaalukonstandi Kc väärtusega, mis on võrdne toodete tasakaalukontsentratsioonide saaduse suhtega produktide reagentide tasakaalukontsentratsioonide kontsentratsioonidega, mis on tõstetud nende stöhhiomeetriliste koefitsientidega võrdseks.

Pööratava reaktsiooni a + bВ ↔ cС + dD korral on avaldisel Kc järgmine vorm:

Ks = .   Nagu reaktsioonide kineetilistes võrrandites, ei registreerita tasakaalukonstandite väljendustes ainete kontsentratsioone kondenseerunud olekus nende püsivuse tõttu.

Gaasidega seotud reaktsioonide korral saab keemilist tasakaalukonstanti väljendada mitte ainult tasakaalukontsentratsioonide, vaid ka gaaside tasakaalulise osalise rõhu kaudu. Sel juhul indekseeritakse tasakaalukonstandi sümbolit "K" mitte kontsentratsiooni sümboli "c", vaid rõhusümboli "p" abil.

Tasakaalustaatuses, mida iseloomustab eel- ja tagasikäigu kiiruste võrdsus, võib süsteem jääda suvaliselt pikaks, kui tingimused ei muutu. Kui tingimused muutuvad, on kiiruste võrdsus v 1= v 2  häiritud, hakkab üks kahest reaktsioonist kulgema kiiremini. Seda väljendatakse ütlusega, et süsteemis toimub keemilise tasakaalu nihe (nihe).

Kui süsteemis muutuvate tingimuste tagajärjel hakkab otsene reaktsioon kulgema suurema kiirusega, s.o. v 1> v 2 , nihkub tasakaal otsese reaktsiooni poole - paremale ja vastupidi, kui pöördreaktsiooni kiirus muutub suuremaks kui otsese reaktsiooni kiirus, s.o. tingimus on täidetudv 2 > v 1 , toimub tasakaalu nihkumine pöördreaktsiooni suunas - vasakule.

Keemilise tasakaalu muutuse saab saavutada reagentide või toodete kontsentratsiooni muutmise ja temperatuuri muutmisega ning gaasidega seotud reaktsioonide muutmisega, ka rõhu muutmisega. Tasakaalu nihke suund selliste tingimuste muutuste korral on määratud Le Chatelieri põhimõttega (vastutegevuse põhimõte): kui tingimusi tasakaalusüsteemis muudetakse, nihkub tasakaal reaktsiooni suunas, mis neutraliseerib tehtud muudatuse.

1. ülesanne  Teatud keemilise reaktsiooni jaoks kirjutage kineetiline võrrand ja määrake reaktsiooni teoreetiline järjestus. Arvutage, kuidas reaktsioonikiirus muutub reaktsioonitingimuste näidatud muutuste korral: Fe 2 O 3 (tv) + 3CO (g) → 2Fe (tv) + 3CO 2 (g)

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

a) suurendage rõhku 2 korda;

b) suurendage reaktsioonisegu mahtu 2 korda

c) tõsta temperatuuri 40 ° C võrra (γ \u003d 2)

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

  Fe 2 O 3 (tv) + 3CO (g) → 2Fe (tv) + 3CO 2 (g) on \u200b\u200bheterogeenne reaktsioon (kaasatud on erinevates faasides olevad ained).

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

k on kiiruskonstant. Heterogeensete reaktsioonide kineetiline võrrand sisaldab ainult lahustis lahustatud gaaside või ainete kontsentratsioonid.

Reaktsiooni teoreetiline järjekord: 3 (kineetilises võrrandis sisalduvate kontsentratsiooni astmete indikaatorite summat nimetatakse teoreetiliseks reaktsiooni järjeks).

Reaktsioonikiiruse muutuse arvutamine:

ja)   rõhu kahekordse suurenemisega:rõhu suurenemisele reageerimise kiirust kirjeldatakse kineetilise võrrandiga:

υ 1 \u003d k · s 3 (CO), kus c 3 (CO) on vingugaasi (II) esialgne (algne) kontsentratsioon.

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

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

  \u003d \u003d \u003d 3 \u003d 8 - reaktsiooni kiirus suureneb 8 korda.

b)   reaktsioonisegu mahu suurenemisega 2 korda:

2-kordne reaktsioonisegu mahu suurenemine põhjustab gaasi kontsentratsiooni kahekordse vähenemise: υ 1 \u003d k · s 3 (CO), kus 3 (CO) on vingugaasi (II) algne (algne) kontsentratsioon.

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

Reaktsioonikiiruse muutus ():

  \u003d \u003d \u003d - reaktsiooni kiirus väheneb 8 korda.

at) temperatuuri tõus 40 ° C (γ \u003d 2):

Temperatuuri muutumisel muutub reaktsioonikiirus vastavalt Van Goffi reeglile:

Vastavalt probleemtingimustele temperatuur tõusis 40 ° C, seega

ΔT \u003d T 2 - T 1 \u003d 40,

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

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

Temperatuuri muutumisel muutub reaktsioonikiirus vastavalt Van Goffi reeglile:

  \u003d γ ΔТ / 10, kus γ on reaktsiooni temperatuurikoefitsient, ΔТ on temperatuuri muutus (T 2 - T 1), υ 1 on reaktsiooni kiirus temperatuuril T 1, υ 2 on reaktsiooni kiirus temperatuuril T 2.

Vastavalt probleemtingimustele temperatuur langes 20 ° C,

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

  \u003d 2 -20/10 \u003d 2 -2 \u003d - reaktsiooni kiirus väheneb 4 korda.

2. ülesanne1) 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 (tv) + H2O (g) ↔ 2H2S (g) + S02 (g)

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

a) rõhu suurendamine; b) vähendada survet

3) Pöörduva reaktsiooni jaoks:

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

a) suurendab H2 kontsentratsiooni;

b) vähendada H2 kontsentratsiooni;

c) suurendab H 2 O kontsentratsiooni

g) vähendada H2O kontsentratsiooni

Keemilise tasakaalu nihke suund määratakse Le Chatelieri põhimõtte järgi: kui tasakaalusüsteemile avaldatakse välist mõju, nihkub tasakaal selle toimingule vastupidises suunas.

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

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

Sel juhul:

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

- vastupidine reaktsioon Cu (tv) + CO 2 (g) → CuO (tv) + CO (g) - Q - endotermiline ,

seega:

ja) koos temperatuuri tõusuga  tasakaal nihkub pöördreaktsiooni suunas (reagentide moodustumise suunas, vasakule (←)),

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

N2 (g) + O2 (g) \u003d 2NO (g) - Q

Sel juhul:

otsene reaktsioon N 2 (g) + O 2 (g) → 2NO (g) - Q - endotermiline,

pöördreaktsioon 2NO (g) → N 2 (g) + O 2 (g) + Q - eksotermiline,

seega:

ja) koos temperatuuri tõusuga tasakaal nihkub otsese reaktsiooni suunas (toodete moodustumine, paremale (→))

b) väheneva temperatuuriga  tasakaal nihkub pöördreaktsiooni suunas (reagentide moodustumise suunas, vasakule (←)).

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

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 (lõpp-produkti üks molekul moodustatakse kolmest lähtegaasi molekulist) ja vastupidine reaktsioon

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

Seega:

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

b) rõhu vähendamine  nihutab tasakaalu pöördreaktsiooni suunas (reagentide moodustamise suunas, vasakule (←)).

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

  Seega:

ja) rõhu tõus  nihutab tasakaalu pöördreaktsiooni suunas (reagentide moodustamise suunas, vasakule (←));

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

Süsteemis C (tv) + O 2 (g) ↔ СО 2 (g) gaasimolekulide arv reagentide ja toodete hulgas on võrdsed (üks molekul O 2 ja üks molekul süsinikku (g)), seetõttu on rõhu muutus (suurenemine või vähenemine) ei mõjuta  keemilise tasakaalu nihkeni antud süsteemis.

ja) rõhu tõus  tasakaal ei kalluta;

b) rõhu vähendamine  tasakaal ei kalluta.

3) ja) reagentide kontsentratsiooni suurenemine nihutab tasakaalu toodete moodustumise poole, seetõttu:

selle reaktsiooni jaoks Fe 2 O 3 (tv) + 3H 2 (g) ↔ 2Fe (tv) + 3H 2 O (g) H 2 reagendi kontsentratsiooni suurenemine nihutab tasakaalu otsese reaktsiooni suunas (toodete moodustumise suunas, paremale) (→ )).

b) reagentide kontsentratsiooni langus nihutab tasakaalu reagentide moodustumise suunas, seetõttu:

selle reaktsiooni jaoks Fe 2 O 3 (tv) + 3H 2 (g) ↔ 2Fe (tv) + 3H 2 O (g) H 2 reagendi kontsentratsiooni suurenemine nihutab tasakaalu pöördreaktsiooni suunas (reagentide moodustumise suunas, vasakule) (←) ));

at) toodete kontsentratsiooni suurenemine nihutab tasakaalu reagentide moodustumise suunas, seetõttu:

selle reaktsiooni jaoks Fe 2 O 3 (tv) + 3H 2 (g) ↔ 2Fe (tv) + 3H 2 O (g) põhjustab toote H 2 O kontsentratsiooni suurenemine tasakaalunihke pöördreaktsiooni suunas (reagentide moodustumise suunas, vasakule) ←));

d) toodete kontsentratsiooni langus nihutab tasakaalu toodete moodustumise poole, seetõttu:

selle reaktsiooni jaoks Fe 2 O 3 (tv) + 3H 2 (g) ↔ 2Fe (tv) + 3H 2 O (g) põhjustab toote H 2 O kontsentratsiooni langus tasakaalu nihkumist otsereaktsiooni suunas (toodete moodustumise suunas paremale) →)).

3. ülesanne.1) Pööratava reaktsiooni korral Fe 2 O 3 (tv) + 3CO (g) ↔ 2Fe (tv) + 3CO 2 (g) arvutage tasakaalukonstant, kui CO algkontsentratsioon on 3 mol / l, 75% CO on reageerinud tasakaalumomendile .

2) Pööratava reaktsiooni S (tv) + H 2 (g) ↔ H 2 S (g) korral arvutage ainete tasakaalukontsentratsioonid, kui H2 algkontsentratsioon on 3 mol / L ja tasakaalukonstant on Cr \u003d 15.

C) Pööratava reaktsiooni 2NH 3 (g) ↔ 3H 2 (g) + N 2 (g) korral arvutage NH3 algkontsentratsioon ja selle reaktsiooni tasakaalukonstant, kui ainete tasakaalukontsentratsioonid 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) Tasakaalukonstant heterogeensetes reaktsioonides sõltub ainult gaaside kontsentratsioonist, seetõttu ei arvestata kuivainete (Fe 2 O 3 (tv) ja Fe (tv)) koguseid .

Algkontsentratsioonide real sisestame CO - 3 mol / L algkontsentratsiooni. C02 algkontsentratsioon on null (see on reaktsiooni saadus, mis reaktsiooni alguse ajaks polnud veel moodustunud).

Tingimusel reageeris tasakaalu ajal 75% CO-stneid. 3 mol 0,75 \u003d 2,25 mol.

Reaktsioon moodustas 2,25 mooli süsinikku, kuna vastavalt reaktsioonivõrrandile  CO 2 kogus on võrdne CO hulgaga.

Pärast reaktsiooni jääb alles järgmine kogus CO:

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

Seega on tasakaalukontsentratsioonid võrdsed: \u003d 0,75 mol / L \u003d 2,25 mol / L

Arvutame keemilise tasakaalu konstandi (vastavalt tegutsevate masside seadusele: keemilises tasakaalus olekus teatud temperatuuril on reaktsioonisaaduste kontsentratsioonide korrutis kraadides, mille indeksid on võrdsed stöhhiomeetrilise reaktsiooni võrrandi vastavate koefitsientidega, jagatud samade produktidega reagentide kontsentratsioonidest vastavates kraadides) konstantseks väärtuseks. )

Cr \u003d \u003d \u003d 27

2)

Heterogeensetes reaktsioonides võetakse arvesse ainult gaasi kontsentratsioone.

H2 algkontsentratsioon on võrdne 3 mol / L. H2S algkontsentratsioon on null (see on reaktsioonisaadus, mida reaktsiooni alguse ajaks polnud veel moodustunud).

Laske H 2 mol moodustuda. Sel juhul võrdub H2S kontsentratsioon ka cholooliga (kuna vastavalt reaktsioonivõrrandile on nende suhe 1: 1). H 2 tasakaalukontsentratsioon arvutatakse:

С võrdne \u003d С algus - C proreag \u003d (3 - х) mol ja H 2 S tasakaalukontsentratsioon: С võrdne \u003d

\u003d C varakult + C proreag \u003d 0 + x \u003d x mol.

Selle reaktsiooni tasakaalukonstandi avaldis on järgmine:

Kp \u003d, asendades teada olevad andmed, saadakse võrrand:

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

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

Seega on H2S tasakaalukontsentratsioon:

  \u003d x \u003d 2,8 mol / l

H 2 tasakaalukontsentratsioon:

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

3) Koostame tabeli vastavalt reaktsioonivõrrandile:

Tasakaalukontsentratsioonide real kirjutame andmed ainete kontsentratsiooni probleemi kohta. Reageerinud NH3 koguse võib arvutada mis tahes saadud aine koguse põhjal: näiteks NH3 ja N2 suhe vastavalt reaktsioonivõrrandile  on 2: 1, mis tähendab, et kui pärast reaktsiooni moodustus 1,2 mol N2, siis reageeris NH3 veel kaks korda: n (NH3) \u003d 2, 1,2 \u003d 2,4 mol.

NH3 algkontsentratsioon arvutatakse:

Nach \u003d C korral proreag + C ekv \u003d 2,4 + 0,4 \u003d 2,8 mol / L.

KINETIKA.

KineetikaKas protsessiprotsesside teadus.

Keemiline kineetikaarvestab keemiliste reaktsioonide kiirust ja mehhanismi. Kineetika kõige olulisem parameeter on protsessi kestus.

Reaktsioonikiirus sõltub paljudest teguritest: reageerivate ainete olemusest, kontsentratsioonist, temperatuurist, rõhust, katalüsaatorite olemasolust ja faasimuundumiste korral ka mitmetest muudest tingimustest (liidese olek, soojuse ja massiülekande tingimused jne). Kineetika ülesanne on selgitada nende tegurite rolli ning luua reaktsioonide ja faaside teisenduste mehhanism.

Keemiline kineetika hõlmab kaks sektsiooni:

1) reaktsiooni kiiruse formaal-matemaatiline kirjeldus, arvestamata reaktsiooni enda tegelikku mehhanismi (formaalne kineetika);

2) keemilise koostoime mehhanismi õpetus.

AMETLIK KINETIKA.

Formaalses kineetikas näib, et keemilise reaktsiooni kiirus sõltub ainult reageerivate ainete kontsentratsioonist.

Formaalse kineetika seadused lubavad:

1) määrab keemilise reaktsiooni kineetilised parameetrid (kiiruskonstant, poolperiood jne);

2) laiendada saadud seadusi keerukatele mitmeetapilistele keemilistele reaktsioonidele, mis on iseloomulikud tehnoloogilistele protsessidele;

3) klassifitseerida keemilisi reaktsioone.

Aineid, mis sisenevad keemilise muundamise protsessi, nimetatakse lähtematerjalid.

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

Aineid, mis moodustuvad keemilise muundamisprotsessi teatud etappides ja mis erinevad sama protsessi teistes etappides, nimetatakse vaheained.

Vaheühendite moodustumise ja tarbimise reaktsioone nimetatakse vahereaktsioonid.

Ühes faasis kulgevat keemilist reaktsiooni nimetatakse   homogeenne keemiline reaktsioon(reaktsioon lahuses).

Faasipiiril toimuvat keemilist reaktsiooni nimetatakse heterogeenne keemiline reaktsioon(reaktsioon katalüsaatori pinnal). Tuleb märkida, et heterogeenses protsessis võivad mõlemad reageerivad ained olla samas faasis. Niisiis, etüleeni hüdrogeenimine

C2H4 + H2 → C2H6

läheb katalüsaatori, näiteks nikli pinnale. Kuid mõlemad reagendid on samas faasis (gaasifaasis katalüsaatori pinna kohal).

Keerulisi keemilisi reaktsioone, milles mõned etapid on homogeensed ja teised heterogeensed, nimetatakse homogeenne heterogeenne.

Homofaasilinekutsutakse protsessi, kus kõik komponendid: alg-, vahe- ja lõpp-ained on ühe faasi piirides. (Näiteks toimub happe neutraliseerimine lahuses leelisega homogeenne homofaasiline protsess).

Heterofaas on protsess, milles komponendid moodustavad rohkem kui ühe faasi (näiteks etüleeni hüdrogeenimine nikkelkatalüsaatoril toimub heterogeenne homofaasiline protsess- protsess toimub metalli ja gaasi faaside piiril ning lähtematerjalid ja reaktsioonisaadus on samas gaasifaasis).

Keemilise kineetika peamine kogus on kiirreaktsioon.

Keemilise reaktsiooni kiirusKas aine kontsentratsiooni muutus ajaühikus ruumalaühikus. Üldjuhul muutub reaktsioonikiirus aja jooksul ja seetõttu on parem määratleda see kui reageeriva aine kontsentratsiooni tuletis ajaga (süsteemi püsiva ruumalaga):

kus
- kiirus, väljendatud kontsentratsiooni langusena reageerivast ainest; - aeg. Kuna aja jooksul reageerivate ainete kontsentratsioon väheneb, asetatakse seetõttu tuletise ette miinus märk (“-”) (kiirus on positiivne väärtus).

Kui kaks või enam ainet interakteeruvad, saab reaktsioonikiirust väljendada mis tahes aine kontsentratsiooni tuletistena.

aA + bB → cC + dD

Võrdsus toimub sõltuvalt reaktsioonis osalejate stöhhiomeetrilisest suhtest.

Kontsentratsiooni muutust ajas väljendatakse kineetilise kõveraga (
).

Teades ükskõik millise komponendi kineetilist kõverat, saab kineetilise kõvera graafilise eristamise abil hõlpsasti kindlaks teha selle akumulatsiooni või kulutamise kiiruse.

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

Kineetilise kõvera järsus iseloomustab keemilise reaktsiooni tegelikku kiirust antud ajahetkel. Lisaks saab kineetiliste kõverate abil määrata reaktsiooni kiiruse järjekorra ja konstandi.

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

Keemilisel kineetikal on 2 postulaati:

Mina . Reaktsiooni sõltumatuse kohta.

Kui protsess kulgeb läbi mitme etapi, eeldatakse, et iga üksiku etapi kiirus ei sõltu järelejäänud etappide kiirusest.

II . Keemilise reaktsiooni kiirus on otseselt võrdeline lähteainete kontsentratsiooniga (HMD).

aA + bB → cC + dD

Seda reaktsioonikiiruse avaldise rekordit nimetatakse kineetiline võrrand.


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

k Kas määr on konstantne. See on arvuliselt võrdne reaktsioonikiirusega ainete kontsentratsioonil, mis on võrdne ühtsusega.

Kiiruse konstant ksõltumatu reaktiivi kontsentratsioonist ja ajast (
) See sõltub temperatuurist, katalüsaatori olemasolust ja ainete olemusest (
katalüsaator, aine olemus ).

TelliKas eksponent antud aine kontsentratsioonil kineetilises võrrandis.

Üheastmelise protsessi korral on kraadinäitajad stöhhiomeetriliste koefitsientidega võrdsed:
;
.

Kõigi reagentide reaktsioonikäskude summa nimetatakse reageerimise järjekord(
).

Erinevate järkude reaktsioonikiiruse konstantidel on erinevad mõõtmed ja erinevad füüsikalised suurused, nende absoluutväärtuste võrdlemisel puudub igasugune tähendus.

Esimese astme kiiruskonstant: ;

Teise järgu kiiruskonstant:
;

Kolmanda järgu kiiruskonstant:
.

KEEMILISTE REAKTSIOONIDE KLASSIFIKATSIOON:

Mina. Reaktsiooni järjekorras: N \u003d 0, 1, 2, 3, murdosa;

II.Molekulaarsuse järgi.

Reaktsioon molekulaarne- see on molekulide arv, mis osalevad korraga ühes kokkupõrkes. Molekulaarsust saab määrata ainult reaktsioonimehhanismi loomisega. Sõltuvalt elementaarses toimingus osalevate molekulide (osakeste) arvust eristatakse ühemolekulaarseid (monomolekulaarseid), kahemolekulaarseid, trimolekulaarseid reaktsioone.

TO üksimolekulaarnetüüp A → P reaktsioonid hõlmavad molekulaarset lagunemist lihtsamateks komponentideks ja isomeerimisreaktsioone. 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 3OH ja t .d.). Oluliselt vähem levinud kolm molekulaarsetreaktsioonid A + 2B → P või 3A → P. Kõigil juhtudel pole moodustunud reaktsioonisaaduste tüübil ja kogusel mingit tähtsust, kuna molekulaarsuse määrab ainult elementide molekulide arv, mis reageerivad elementaarses toimingus.

Reaktsiooni järjekord kehtestatakse eksperimentaalselt.

Reaktsiooni molekulaarsus ja järjekord võivad kokku langeda, kuid võivad varieeruda. Molekulaarsus ja reaktsioonide järjekord langevad kokkuainult lihtsate reaktsioonide jaoks, mis toimuvad ainult ühes põhietapis ilma kõrvaliste molekulide osalemiseta.

Molekulaarsus ja reaktsioonide järjekord ei kattukolmel peamisel juhul:

1) keerukate reaktsioonide jaoks;

2) heterogeensete reaktsioonide jaoks;

3) reaktsioonideks, mille puhul ühe reageeriva aine sisaldus on ületatud.

ERINEVATE TELLIMUSTE REAKTSIOONIDE KINETILISED VÕRDLUSED.

Reaktsioonide diferentseerimine järjekorras toimub formaalse tunnuse järgi - keemiliste reaktsioonide kineetilistes võrrandites eksponentide summa, mis piirab formaalse kineetika võimalusi. Sellegipoolest võimaldab formaalne kineetika kasutada kineetiliste parameetrite leidmiseks matemaatilisi sõltuvusi. Kõik allpool toodud sõltuvused kehtivad suletud süsteemides toimuvate lihtsate homogeensete reaktsioonide korral püsiva ruumala ja temperatuuri juures (V \u003d const, T \u003d const).

Nulljärjestuse reaktsioonid (n=0).

Sel juhul on reaktsiooni kiirus konstantne, kuna reaktsioonikomponentide kontsentratsioon on konstantne.
.

Mõelge estri seebistamisreaktsioonile:

Eetri seebistamise kiirust kirjeldatakse järgmise võrrandiga:

1 liig

Kui võtate suure koguse vett, on selle kontsentratsioon konstantne ja kineetilise võrrandi kuju on järgmine:

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

Seega vähendab ühe reagendi suur liig reageerimise järjekorda teatud koguse võrra.

Üldjuhul on nulljärjestuse reaktsiooni kineetiline võrrand järgmine:


–kineetilinevõrrandnulltellimus

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

Selle reaktsiooni kiiruskonstant on võrdne:

Eraldage muutujad ja integreerige see võrrand:

Kell
integratsioonikonstant on võrdne algkontsentratsiooniga C 0 (const \u003d C 0), siis saame:

;
n \u003d 0

Reaktsioonikiiruse kriteeriumina kasutatakse sageli reaktsioonikiirust. kutsus pool elu.

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

→
;

– nulljärjestuse reaktsiooni poolväärtusaeg

Nulljärjestus toimub heterogeensetes ja fotokeemilistes reaktsioonides.

Esimese astme reaktsioonid (n=1).

Esimese astme võrrandit rangelt alluva reaktsiooni näide on atsetooni termiline lagunemine (kuigi reaktsioon toimub tegelikult keeruka mehhanismi järgi):

CH3 COCH3 → CO + CH3CH3

Kui tähistame atsetooni kontsentratsiooni igal ajahetkel läbi C, siis konstantsel temperatuuril on reaktsiooni kiirus:

Muutujate eraldamise ja võrrandi integreerimise teel saame:

Kell
integratsiooni konstantkonst \u003d lnС 0, siis:

(1)

(2)

Võrrandid (1) ja (2) on esimese järgu reaktsiooni kineetilise võrrandi erinevad vormid. Need võimaldavad igal ajal arvutada reageeriva aine kontsentratsiooni kiiruskonstandi teadaoleva väärtuse põhjal või, vastupidi, leida reaktsioonikiiruse konstant antud temperatuuril, määrates kontsentratsiooni igal ajal. Väljenda esimese astme reaktsiooni poolväärtusaeg:

Seega ei sõltu esimese järgu reaktsiooni poolestusaeg lähteaine algkontsentratsioonist ja on pöördvõrdeline reaktsioonikiiruse konstandiga.

Seda sõltuvust saab graafiliselt esitada koordinaatides
. Kuna poolmuundamise aeg on sel juhul sama, saab igal ajahetkel reageeriva aine kontsentratsiooni määrata.

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

Kell
, x \u003d 0

, nii

A → P (V \u003d const)

Moolide esialgne arv ( =0)

Keemilise kineetika objektiks on kõigi protsesside ja kõigi vaheetappide kiirust mõjutavate tegurite uurimine

Entsüklopeediline YouTube

    1 / 5

    ✪ füüsikaline keemia. Loeng 3. Keemiline kineetika ja katalüüs

    ✪ Korobov M.V. - füüsikaline keemia II - keemilise reaktsiooni kiirus. Formaalne kineetika

    ✪ keemia. Keemiliste reaktsioonide kineetika. Keemilise reaktsiooni kiirus. Foxfordi veebikeskkond

    ✪ Sissejuhatus kineetikasse

    ✪ Keemiline kineetika

    Subtiitrid

Põhimõisted

Homogeenne reaktsioon - reaktsioon, milles reageerivad ained on ühes faasis

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

Reaktsiooni nimetatakse lihtsaks, kui produkt moodustub reagentide molekulide (osakeste) otsese interaktsiooni tulemusel

Reaktsiooni nimetatakse keeruliseks, kui lõppsaadus saadakse kahe või enama lihtsa reaktsiooni (elementaarsete toimingute) tulemusel vaheproduktide moodustumisel

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, nii et kui see on määratud lähteainega (mille kontsentratsioon reaktsiooni ajal väheneb), korrutatakse saadud väärtus −1-ga.
Näiteks võib reaktsiooni jaoks 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 eksponent selle aine kontsentratsioonil reaktsiooni kineetilises võrrandis.

Nulljärjestuse reaktsioon

Kineetiline võrrand on järgmisel kujul:

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

Nulljärjestuse reaktsioonikiirus on ajas konstantne ja ei sõltu reageerivate ainete kontsentratsioonist. Nulljärjestus on iseloomulik näiteks heterogeensete reaktsioonide korral, kui reagentide difusioonikiirus liidesesse on väiksem kui nende keemilise muundamise kiirus.

Esimese astme reaktsioon

Esimese astme reaktsiooni 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 redutseerimisel lineaarseks vormiks 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 sirgjoone kallakuga ajateljele:

   k 1 \u003d - t g α (\\ displaystyle k_ (1) \u003d - \\ matemaatika (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 astme reaktsioonide jaoks on kineetiline võrrand järgmine vorm:

   V \u003d k 2 C A 2 (\\ vitriin 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 võrrandi abil

   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 lineaarne vorm:

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

Reaktsioonikiiruse konstant võrdub sirgjoone kaldega ajatelje suhtes:

   k 2 \u003d - t g α (\\ displaystyle k_ (2) \u003d - \\ matemaatika (tg) \\ alfa)    k 2 \u003d 1 τ (1 C – 1 C 0) (\\ displaystyle k_ (2) \u003d (\\ frac (1) (\\ tau)) \\ vasak ((\\ frac (1) (C)) - (\\ frac ( 1) (C_ (0))) \\ paremal))

Teisel juhul näeb reaktsioonikiiruse konstandi avaldis välja järgmine:

   k 2 \u003d 1 τ (C 0, A - C 0, B) kuni 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))))

Poolestusaeg (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))))

Reaktsioon molekulaarne

Elementaarse reaktsiooni molekulaarsus on osakeste arv, mis vastavalt eksperimentaalselt loodud reaktsioonimehhanismile osalevad keemilise interaktsiooni elementaarses toimingus.

Monomolekulaarsed reaktsioonid  - reaktsioonid, mille käigus toimub ühe molekuli keemiline muundamine (isomerisatsioon, dissotsiatsioon jne):

   H 2 S → H 2 + S (\\ displaystyle (\\ matemaatika (H_ (2) S \\ parempoolne nool H_ (2) + S))))

Bimolekulaarsed reaktsioonid  - reaktsioonid, mille põhitoiming toimub kahe osakese (identse või erineva) põrkumisel:

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

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

   N O + N O + O 2 → 2 N O 2 (\\ displaystyle (\\ matemaatika (NO + NO + O_ (2) \\ paremnool 2NO_ (2)))))

Reaktsioonid molekulmassiga üle kolme ei ole teada.

Algmaterjalide tihedas kontsentratsioonis läbi viidavate elementaarreaktsioonide korral langevad molekulväärtused ja reaktsiooni järjekord kokku. Molekulaarsuse mõistete ja reaktsiooni järjekorra vahel pole selgelt määratletud seost, kuna reaktsiooni järjekord iseloomustab reaktsiooni kineetilist võrrandit ja molekulaarsus on reaktsiooni mehhanism.

Katalüüs

  . Negatiivse näitena võib tuua korrosioonimäära languse metalli töödeldavasse vedelikku, naatriumnitritisse, kromaati ja kaaliumdikromaati.

Katalüsaatorite juuresolekul viiakse läbi paljud olulised keemiatööstused, näiteks väävelhappe, ammoniaagi, lämmastikhappe, sünteetilise kautšuki, paljude polümeeride jne tootmine.

Katalüüs biokeemias

Ensümaatiline katalüüs on lahutamatult seotud taimede ja loomade maailmas olevate organismide elutähtsa aktiivsusega. Paljusid rakus toimuvaid elulisi keemilisi reaktsioone (umbes kümme tuhat) juhitakse spetsiaalsete orgaaniliste katalüsaatoritega, mida nimetatakse ensüümideks või ensüümideks. Mõistele "eriline" ei tohiks pöörata suurt tähelepanu, kuna on juba teada, millest need ensüümid on üles ehitatud. Loodus valis selle ühe ehitusmaterjali - aminohapped - ja ühendas need erineva pikkusega ja erineva järjestusega polüpeptiidahelateks

See on ensüümi niinimetatud primaarstruktuur, kus R on külgjäägid ehk valkude kõige olulisemad funktsionaalrühmad, mis võivad toimida ensüümide aktiivsete tsentritena. Peamine koormus ensüümi töö ajal langeb neile külgrühmadele, samal ajal kui peptiidahel täidab tugiskeleti rolli. Pauling-Corey struktuurimudeli kohaselt on see volditud spiraaliks, mis tavapärases olekus stabiliseeritakse happeliste ja aluseliste keskuste vaheliste vesiniksidemete abil:

Mõnede ensüümide jaoks on loodud täielik aminohapete koostis ja nende järjestus ahelas, samuti keeruline ruumiline struktuur. Kuid see ei aita meil sageli vastata kahele peamisele küsimusele: 1) miks on ensüümid nii selektiivsed ja kiirendavad ainult väga kindla struktuuriga (mida me ka teame) molekulide keemilisi muundeid; 2) kuidas ensüüm alandab energiabarjääri, st valib energeetiliselt soodsama tee, nii et reaktsioonid võivad toimuda tavalisel temperatuuril.

Range selektiivsus ja kiire kiirus on ensümaatilise katalüüsi kaks peamist tunnust, mis eristavad seda laboratoorsest ja tööstuslikust katalüüsist. Ühtki inimkäte loodud katalüsaatorit (välja arvatud võimalik 2-hüdroksüpüridiin) ei saa võrrelda ensüümidega, mis omavad tugevust ja selektiivsust orgaanilistele molekulidele. Ensüümi aktiivsus, nagu mis tahes muu katalüsaator, sõltub ka temperatuurist: temperatuuri tõustes suureneb ka ensümaatilise reaktsiooni kiirus. Samal ajal on tähelepanuväärne aktiveerimisenergia E järsk langus võrreldes mittekatalüütilise reaktsiooniga. Tõsi, seda ei juhtu alati. On palju juhtumeid, kus kiirus suureneb temperatuurist sõltumatu eksponentsiaalse teguri suurenemise tõttu Arrheniuse võrrandis.

Ensümaatiliste reaktsioonide tüübid

  • Tüüp Ping Pong  - ensüüm interakteerub kõigepealt substraadiga A, eemaldades sellelt kõik keemilised rühmad ja muutes selle vastavaks saaduseks. Seejärel kinnitatakse ensüümile substraat B, mis võtab need keemilised rühmad vastu. Näide on aminorühmade aminohapetest ketohapeteks üleviimise reaktsioon: transamineerimine.
  • Järjestikuste reaktsioonide tüüp  - substraadid A ja B kinnitatakse ensüümiga järjestikku, moodustades „kolmikkompleksi“, mille järel viiakse läbi katalüüs. Samuti eraldatakse reaktsiooniproduktid ensüümist järjestikku.
  • Juhuslike interaktsioonide tüüp  - substraadid A ja B kinnituvad ensüümi külge suvalises järjekorras, deformeeruvad ja pärast katalüüsi ka lõhustatakse.

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

Peatükk 2. KEEMILISTE REAKTSIOONIDE KINETIKA ALUSED

Peatükk 2. KEEMILISTE REAKTSIOONIDE KINETIKA ALUSED

Hingamise ja põletamise erinevus on ainult protsessi kiiruses.

A.-L. Lavoisier

2.1. KEEMILINE KINETIKA. KEEMILISE KINEETIKA SISU JA PÕHIMÕTTED. KIIRUSE REAKTSIOON

Protsessi suunda, sügavust ja põhimõttelist võimalust hinnatakse vaba energia muutuse ulatuse järgi (ΔG ≤0). See väärtus ei näita siiski reaktsiooni tegelikku võimalust nendes tingimustes.

Näiteks toimub dilämmastikoksiidi reaktsioon hapnikuga toatemperatuuril koheselt:

Samal ajal, 2H2 (g) + O2 (g) \u003d 2H20 (g), A ° g\u003d -286,8 kJ / mol - reaktsioon, mida iseloomustab vaba energia märkimisväärselt suurem vähenemine, normaalsetes tingimustes vastastikmõju ei toimu, kuid temperatuuril 700 ° C või katalüsaatori juuresolekul toimub protsess kohe. Seetõttu ei vasta termodünaamika tingimuste ja protsessi kiiruse küsimusele. See näitab termodünaamilise lähenemise piiranguid. Keemilise reaktsiooni kirjeldamiseks on vaja teada ka selle kulgemise seadusi ajas, mida uurib kineetika.

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

Sõltuvalt sellest, kas reaktsioonikomponendid on ühes või mitmes faasis, eristatakse homogeensete ja heterogeensete reaktsioonide kineetikat. Reaktsioonimehhanismi järgi jagunevad need lihtsateks ja kompleksseteks, seetõttu eristatakse lihtsate ja keeruliste reaktsioonide kineetikat.

Reaktsiooni kineetika põhikontseptsioon on keemilise reaktsiooni kiirus.Keemiliste reaktsioonide kiiruse määramine on bioloogiliselt ja riiklikult majanduslikult oluline.

Keemilise reaktsiooni kiirus määratakse aine hulgaga, mis on reageerinud ajaühikus ruumalas (homogeensete reaktsioonide korral, kui reageerivad ained on samas faasis) või liidese ühikul(heterogeensete reaktsioonide korral, kui reageerivad ained on erinevates faasides).

Reaktsioonikiirust iseloomustab reaktsiooni alg- või lõppprodukti kontsentratsiooni muutus aja funktsioonina. Võrrand, mis kirjeldab reaktsioonikiiruse (v) sõltuvust kontsentratsioonist (koos)reagendid kutsuti kineetiline.Reaktsioonikiirust väljendatakse sageli mol / l-s, biokeemias mg / 100 ml-s või massiprotsendina,% / 100 ml-s. Eristage keskmist reaktsioonikiirust ajavahemikus ja tegelikku reaktsioonikiirust 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 2oskab väljendada:

Kuna sel juhul räägime lähteaine kontsentratsiooni vähenemisest, s.t. aine kontsentratsiooni muutust võetakse sel juhul miinusmärgiga (-). Kui reaktsioonikiirust hinnatakse ühe reaktsioonisaaduse kontsentratsiooni muutuse (suurenemise) abil, siis plussmärgiga (+):

Võrrandi (2.2) abil määrake keskmine kiiruskeemiline reaktsioon. Tõeline (hetkeline) kiirusreaktsioonid määratakse graafiliselt. Graafik on esitatud lähteaine või reaktsioonisaaduse kontsentratsiooni (Ca) ja aja (t) vahel - reaktsiooni kineetiline kõver Ca - f (t)mittelineaarse protsessi jaoks (joonis 2.1).

Igal ajahetkel (nt t 1)tegelik reaktsioonikiirus võrdub kineetilise kõvera puutuja kaldenurga puutujaga punktis, mis vastab konkreetsele ajahetkele. Vastavalt ajakavale arvutatakse hetkeline reaktsioonikiirus järgmise valemi abil:

Biokeemias kasutatud ensümaatiliste reaktsioonide kineetika kirjeldamiseks michaelis-Menteni võrrand,mis näitab ensüümi poolt katalüüsitava reaktsioonikiiruse sõltuvust substraadi ja ensüümi kontsentratsioonist. Michaeli võrrandi jaoks kõige lihtsam kineetiline skeem: E+ S↔  ES→  E+ P:

Joon. 2.1.Kineetiline kõver

kus V m- maksimaalne reaktsioonikiirus; K m - Michaeli konstant, mis on võrdne substraadi kontsentratsiooniga, mille korral reaktsiooni kiirus on maksimaalsest poole väiksem; S- substraadi kontsentratsioon.

Keemilise reaktsiooni kiiruse uurimine võimaldab teil saada teavet selle mehhanismi kohta. Lisaks kontsentreerimisele sõltub reaktsiooni kiirus reagentide olemusest, keskkonnatingimustest ja katalüsaatori olemasolust.

2.2. MOLEKUELSUS JA REAKTSIOONIKORRALDUS. POOLPERIOOD

Kineetikas erinevad keemilised reaktsioonid molekulaarsuse ja reaktsioonide järjekorra poolest. Reaktsioon molekulaarnemääratakse osakeste (aatomite, molekulide või ioonide) arvuga, mis samaaegselt osalevad keemilise muundamise elementaarses aktis. Reaktsiooni elementaarsest toimingust võib osa võtta üks, kaks või kolm molekuli. Suurema hulga osakeste kokkupõrke tõenäosus on väga väike. Selle põhjal eristatakse monomolekulaarseid, bimolekulaarseid ja trimolekulaarseid reaktsioone. Eksperimentaalselt saab reaktsiooni molekulaarsust määrata ainult stöhhiomeetrilise võrrandi kohaselt ühes etapis toimuvate elementaarreaktsioonide (lihtsate) reaktsioonide jaoks. Enamik neist reaktsioonidest nõuab suurt aktiveerimisenergiat (150-450 kJ / mol).

Enamik reaktsioone on keerukad. Elementaarsete etappide komplekti, mis moodustab keeruka reaktsiooni, nimetatakse reaktsiooni mehhanism

mine.Seega, reaktsiooni kineetika iseloomustamiseks mõiste reageerimise järjekordmis määratakse stöhhiomeetrilise võrrandi abil.

Kõigi reaktsioonivõrrandisse (2.5) kuuluvate lähteainete stöhhiomeetriliste näitajate summa (a+ b), määrab üldise reaktsioonijärjekorra. Indikaatorit, millega see reaktiiv võrrandisse siseneb, nimetatakse aine reaktsioonijärjestuseks (konkreetne reaktsiooni järjekord), näiteks indikaatoriks ja- aine A reaktsioonijärjestus, b- aine B. Reaktsiooni järjekord ja molekulaarsus langevad kokku ainult lihtsate reaktsioonide korral. Reaktsiooni järjekorra määravad need ained, mis mõjutavad reaktsiooni kiirust.

Monomolekulaarsed reaktsioonid hõlmavad lagunemis- ja isomerisatsioonireaktsioone.

Reaktsioone, mille kiirusvõrrand sisaldab ühe reageeriva aine kontsentratsiooni esimeses astmes, nimetatakse esimese järgu reaktsioonideks.

Kineetiline võrrand sisaldab aineid, mille kontsentratsioon reaktsiooni käigus muutub. Ainete kontsentratsioon märkimisväärses liias ei muutu reaktsiooni ajal.

Naatriumkarbonaadi hüdrolüüsi reaktsioonis on vett märkimisväärses koguses ja kineetilisse võrrandisse seda ei kuulu.

Heterogeensetes süsteemides toimub osakeste põrkumine faasi piiril, seetõttu ei mõjuta tahke faasi mass reaktsiooni kiirust ja seetõttu ei võeta seda arvesse reaktsioonikiiruse avaldamisel.

Bimolekulaarsed reaktsioonid hõlmavad dimeriseerumist ja asendusreaktsioone, mis kulgevad etapis aktiveeritud kompleks.

Reaktsioone, mille kiirus on võrdeline kahe aine kontsentratsiooni korrutisega ühe aine esimese astme või ruutkeskkonnas, nimetatakse teise järgu reaktsioonideks.

Trimolekulaarsed reaktsioonid on haruldased ja neljamolekulaarsed reaktsioonid pole teada.

Biokeemiliste protsesside hulgas kolmanda järgu reaktsioone ei toimu.

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

Nulljärjestuse reaktsioonide näide on katalüütilised reaktsioonid, mille kiirus sõltub ainult katalüsaatori kontsentratsioonist. Selliste reaktsioonide erijuhtum on ensümaatilised reaktsioonid.

Biokeemilistes protsessides osalevad reeglina mitmed reagendid (substraat, koensüüm, kofaktor). Mõnikord pole neid kõiki teada. Seetõttu hinnatakse protsessi ühe aine järgi. Lisaks on reaktsioonide kulgemise kvantitatiivne omadus ajas poolestusaeg (aeg)reagent - aeg, mille jooksul lähteaine kogus või kontsentratsioon väheneb poole võrra (50%) või moodustatakse pool reaktsioonisaadustest. Sel viisil iseloomustavad nad eriti radionukliidide lagunemist, kuna nende poolestusaeg ei sõltu algsest kogusest.

Analüüsides reaktsiooni poolreaktsiooniperioodi sõltuvust algkontsentratsioonist, saab määrata reaktsiooni järjekorra (Ostwald-Noyesi meetod). Pooletransformatsiooni perioodi püsivust (antud temperatuuril) iseloomustavad paljud lagunemisreaktsioonid ja üldiselt esimese järgu reaktsioonid. Reaktiivi kontsentratsiooni suurenemisega väheneb teise astme reaktsioonide puhul poolkonversiooni periood ja nulljärjestuse reaktsioonide korral pikeneb.

2.3. REAKTSIOONIKIIRUSE PÜSIK, SELLE MÕISTE. KEHTIVATE MASSIDE SEADUS

Homogeensete reaktsioonide kiirus sõltub reageerivate osakeste arvu kohta ajaühikus ruumalas. Koostoimega osakeste kokkupõrke tõenäosus on võrdeline reageerivate ainete kontsentratsioonide korrutisega. Seega on reaktsiooni kiirus võrdeline reageerivate ainete kontsentratsioonide korrutisega, mõõdetuna kraadides, mis on võrdsed vastavate ainete stöhhiomeetriliste koefitsientidega reaktsioonivõrrandis. Seda mustrit nimetatakse masside seadus(keemilise reaktsiooni kiiruse seadus), mis on

keemilise kineetika põhiseadus. Masside seadus kehtestati 1867. aastal Norra teadlaste K. Gouldbergi ja P. Wage poolt.

Näiteks reaktsiooni jaoks, mis üldiselt toimub vastavalt skeemile

kineetiline võrrand on tõene:

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

Keemilise reaktsiooni kiiruse konstant (k) tähistab keemilise reaktsiooni kiirust tingimustel, kui reageerivate ainete kontsentratsioonide korrutis on 1 mol / L. Sel juhul v \u003d k.

Näiteks kui reaktsioonis Н2 (g) + I 2 (g) \u003d 2НI (g), on c (H 2) ja c (I 2) võrdsed 1 mol / L või kui c (H2) on 2 mol / L ja c (I 2) 0,5 mol / l v\u003d k.

Tasakaalukonstandi mõõtühikud määratakse reaktsiooni stöhhiomeetria abil. Erinevate järkude reaktsioonikiiruse konstandite omavahelist võrdlemist on vale, kuna need on erineva tähendusega, erineva mõõtmega kogused.

2.4. KEEMILISTE REAKTSIOONIDE MEHHANISM. Keerukate reaktsioonide klassifikatsioon

Reaktsioonimehhanism arvestab üksikute osakeste kõiki samaaegseid või järjestikuseid kokkupõrkeid. Mehhanism annab üksikasjaliku stöhhiomeetrilise pildi igast reaktsioonietapist, s.o. mehhanismi mõistmine tähendab reaktsiooni iga etapi molekulaarsuse kindlaksmääramist. Keemiliste reaktsioonide mehhanismi uurimine on väga keeruline ülesanne. Lõppude lõpuks ei saa me molekulide koostoime käiku otseselt jälgida. Saadud tulemused sõltuvad mõnikord veresoone suurusest ja kujust. Mõnel juhul saab samu tulemusi selgitada erinevate mehhanismide abil.

Vesiniku gaasi reaktsiooni joodiga Н2 (g) + I 2 (g) \u003d 2НI (g) peeti teise bimolekulaarse reaktsiooni klassikaliseks näiteks

korraldus, kuid 1967. aastal N.N. Semenov, G. Eyring ja J. Sullivan näitasid, et sellel on keerukas iseloom ja see koosneb 3 elementaarsest reaktsioonist: I 2 \u003d 2I; 2I \u003d I2; 2I + H2 \u003d 2HI. Ehkki reaktsiooni saab formaalselt klassifitseerida trimolekulaarseks, kirjeldatakse selle kiirust kineetilise võrrandiga, mis sarnaneb teise järgu reaktsioonivõrrandiga:

Komplekssetes reaktsioonides ei lange reeglina reaktsiooni molekulaarsus ja järjestus kokku. Ebatavaline - murdosa või negatiivne - reaktsiooni järjekord näitab selgelt selle keerulist mehhanismi.

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

süsinikmonooksiidi kontsentratsiooni suurenemisega reaktsiooni kiirus väheneb.

Reaktsioonimehhanismi võib jagada mitmeks tüübiks.

Järjestikused reaktsioonidkutsutakse keerulisi reaktsioone, mille korral esimese põhietapi produkt (X 1) reageerib teise etapi produktiga, teise etapi produkt (X 2) siseneb kolmandasse jne, kuni lõppsaadus moodustub:

kus S- substraat (algne reagent); k 1, k 2, k 3 ... - kiiruskonstant 1, 2 jne. reaktsiooni etapid; Lk- lõpptoode.

Järjestikuste reaktsioonide etapid kulgevad erineva kiirusega. Astet, mille kiiruskonstant on minimaalne, nimetatakse piiravaks.See määrab kogu reaktsiooni kineetilise korrapärasuse. Vaheetappides moodustunud aineid nimetatakse vahetootedvõi vaheainedmis on järgnevate etappide substraadid. Kui vaheühend moodustub aeglaselt ja laguneb kiiresti, ei muutu selle kontsentratsioon pikka aega. Peaaegu kõik metaboolsed protsessid on järjestikused reaktsioonid (näiteks glükoosi metabolism).

Paralleelsed reaktsioonidnimetatakse reaktsioone sama lähtereaktiiviga, millele vastavad erinevad produktid. KUI paralleelsete reaktsioonide kiirus on võrdne üksikute reaktsioonide kiiruste summaga.See reegel kehtib ka bimolekulaarsete paralleelsete keemiliste reaktsioonide kohta.

Järjestikused paralleelsed reaktsioonidnimetatakse reaktsioone, millel on samad lähtereaktiivid ja mis võivad reageerida kahel või enamal viisil (mehhanismid), sealhulgas erineva arvu vaheetappidega. See juhtum on nähtuse aluseks. katalüüskui ühe raja vahelagi suurendab teiste radade kiirust.

Konkureerivad reaktsioonidnimetatakse kompleksreaktsioonideks, milles sama aine JAinterakteerub samaaegselt ühe või mitme reagendiga B 1, B 2jne, osaleb samaaegselt esinevates reaktsioonides: JA+ B1 → X1; JA+ B 2 → X 2.Need reaktsioonid konkureerivad omavahel reagendi pärast. JA.

Konjugeeritud reaktsioonidnimetatakse keerulisi reaktsioone, milles üks reaktsioon toimub ainult teise juuresolekul. Seotud reaktsioonides toimib vaheaine lingina esmaste ja sekundaarsete protsesside vahel ning põhjustab nende mõlema kulgemise.

Elav rakk vajab eksisteerimiseks energiat. Adenosiintrifosforhape (ATP) on elusorganismide universaalne energiaallikas. See ühend toimib energia akumulaatorina, kuna siis, kui see interakteerub veega, s.t. hüdrolüüs, moodustuvad adenosiindifosfor- (ADP) ja fosforhape (F) happed ning energia vabaneb. Seetõttu nimetatakse ATP-d makroergiline seosja P-O-P sideme purunemine selle hüdrolüüsi ajal on makroergiline. Makroergiline linkmida nimetatakse keemiliseks sidemeks, mille purunemisel vabaneb hüdrolüüsireaktsiooni tagajärjel märkimisväärne energia:

Nagu teate, nõuab mis tahes ühenduse (sealhulgas makroergilise) katkestamine alati energiat. ATP hüdrolüüsi korral lisaks fosfaatrühmade, mille Δ G\u003e 0, toimuvad hüdrolüüsi käigus moodustunud toodete hüdratsiooniprotsessid, isomerisatsioon ja neutraliseerimine. Kõigi nende protsesside tulemusel on Gibbsi energia kogumuutus negatiivne

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

Endergooniliste reaktsioonide toimumiseks elavates süsteemides (ΔG\u003e 0) on vaja, et need oleksid ühendatud eksergooniliste 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 sidumine eksergoonilise ATP hüdrolüüsireaktsiooniga, millega kaasneb glükoos-1-fosfaadi tavalise vaheühendi moodustumine, viib aga selleni, et kogu protsessis on ∑ΔG<0:

Ahelreaktsioonidnimetatakse keemilisi ja tuumareaktsioone, mille käigus aktiivse osakese (vaba radikaali või aatomi esinemine keemilises rühmas, tuuma protsessides neutron) ilmnemine põhjustab suure hulga (ahela) mitteaktiivsete molekulide või tuumade järjestikuseid teisendusi. Ahelreaktsioonid on keemias tavalised. Paljud fotokeemilised reaktsioonid, oksüdatsiooniprotsessid (põlemine, plahvatus), polümerisatsioon ja lõhenemine toimuvad läbi ahela mehhanismi. Ahelreaktsioonide teooria töötas välja akadeemik H.H. Semenov, S.N. Hinshelwood (Inglismaa) ja teised. Ahelreaktsioonide peamised etapid on: tuuma moodustamine (initsieerimine), jätkamine (pikenemine) ja ahela lõpetamine (lõpetamine). Ahelreaktsioone on kahte tüüpi: hargnemata ja hargnenud ahelatega reaktsioonid. Ahelreaktsioonide tunnusjoon on see, et üks esmane aktiveerimine viib tohutu hulga lähtematerjalide molekulide muundamiseni. Vabade radikaalide oksüdeerimise biokeemilised reaktsioonid on ahelad.

Perioodilised (ise ostsilleeruvad) reaktsioonidnad kutsuvad keerulisi mitmeetapilisi autokatalüütilisi reaktsioone, milles osalevad mitmed ained ja milles oksüdeerunud ja redutseeritud vormide kontsentratsioonid perioodiliselt kõikuvad. Vibratsioonireaktsioonid avastatakse B.P. Belousov, uuris A.M. Jabotinsky ja teised: Võnkumiste sagedus ja vorm sõltuvad lähteainete, hapete kontsentratsioonist

nost, temperatuur. Selliste reaktsioonide näide võib olla bromomaloonhappe koostoime kaaliumbromaadiga happelises keskkonnas; katalüsaatoriks on tseerium (III) sool. Perioodilistel reaktsioonidel on suur tähtsus bioloogiliste objektide puhul, kus sedalaadi reaktsioonid on laialt levinud.

Tahkefaasilised põlemisreaktsioonid(isepaljuneva kõrge temperatuuriga sünteesi reaktsioonid, SHS) avastati 1967. aastal NSVL Teaduste Akadeemia Keemilise Füüsika Instituudis A.G. Merzhanov ja I.G. Borovinskaja. SHS-meetodi põhiolemus on see, et pärast reagentide reaktsiooni lokaalset algatamist levib põlemisreaktsiooni esiosa spontaanselt kogu süsteemis tänu soojusülekandele kuumadest toodetest lähtematerjalidele, käivitades nendes reaktsiooni. Seega viiakse läbi põlemisprotsess, mis on nii reaktsiooni põhjus kui ka tagajärg. SHS-i reaktsioonide esinemise mehhanism on üsna keeruline ja hõlmab protsesse reaktsiooni difusioon.Mõiste "reaktsiooni difusioon" määratleb kõigi nähtuste, mis esinevad kahe keemiliselt erineva komponendi koostoimel, mis suudavad moodustada tahke faasi kujul keemilisi ühendeid, interaktsiooni käigus toimuva. Keemilise interaktsiooni produktid moodustavad pideva kihi, mille struktuur erineb algkomponentidest, kuid ei häiri edasise interaktsiooni kulgu.

2.5. Aktiivsete kokkupõrgete teooria. ENERGIA AKTIIVSUS. REAKTIIVSETE AINETE LOODUSELE JA TEMPERATUURILE KEHTIVUSE KIIRUS

Elementaarse keemilise koostoime toimumiseks peavad reageerivad osakesed üksteisega põrkuma. Kuid mitte iga kokkupõrge ei põhjusta keemilist koostoimet. Viimane tekib siis, kui osakesed lähenevad kaugusele, kus on võimalik elektronide tiheduse ümberjaotumine ja uute keemiliste sidemete ilmumine. Koostoimetel olevatel osakestel peab olema piisavalt energiat, et ületada nende elektronkestade vahel tekkivat tõrjuvat jõudu.

Ülemineku olek- süsteemi seisund, kus hävitamine ja kommunikatsiooni loomine on tasakaalus. Ülemineku olekus süsteem

asub lühikese aja jooksul (10-15 sekundit). Kutsutakse energiat, mis tuleb kulutada süsteemi üleminekurežiimi viimiseks aktiveerimise energia.Mitmeastmelistes reaktsioonides, mis hõlmavad mitut siirdeseisundit, vastab aktiveerimisenergia kõrgeimale energiaväärtusele. Pärast siirdeseisundi ületamist hajuvad molekulid uuesti vanade sidemete hävitamise ja uute moodustumise või algsete sidemete ümberkujundamise teel. Mõlemad võimalused on võimalikud, kuna need tekivad energia vabanemisel. On aineid, mis võivad antud reaktsiooni aktiveerimise energiat vähendada.

Kokkupõrkes olevad aktiivsed molekulid A 2 ja B 2 ühendatakse vahepealseks aktiivkompleksiks A 2 ... B 2 koos sidemete AA ja BB nõrgenemise ja seejärel purunemise ning sidemete AB tugevnemisega.

HI moodustumisreaktsiooni “aktiveerimisenergia” (168 kJ / mol) on palju väiksem kui H2 ja I2 lähtemolekulides täielikuks sideme purunemiseks vajalik energia (571 kJ / mol). Seetõttu reageerimise tee läbi hariduse aktiivne (aktiveeritud) kompleksenergeetiliselt soodsam kui tee läbi algsete molekulide sidemete täieliku purunemise. Vahepealsete aktiivsete komplekside moodustumisel toimub valdav enamus reaktsioone. Aktiivse kompleksi teooria sätted töötasid välja 20. sajandi 30. aastatel G. Eyring ja M. Polyany.

Aktiveerimise energiatähistab osakeste kineetilist energia ülejääki põrkuvate osakeste keemiliseks muundamiseks vajaliku keskmise energia suhtes. Reaktsioone iseloomustavad erinevad aktiveerimisenergia väärtused (Ea). Enamasti on neutraalsete molekulide vaheliste keemiliste reaktsioonide aktiveerimise energia vahemikus 80 kuni 240 kJ / mol. Biokeemiliste protsesside korral on Е väärtus sageli madalam - kuni 20 kJ / mol. See on tingitud asjaolust, et valdav enamus biokeemilisi protsesse toimub ensüümi-substraadi komplekside etapis. Energiatõkked piiravad reaktsiooni kulgu. Seetõttu on põhimõtteliselt võimalikud reaktsioonid (koos G<0) практически всегда не протекают

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

Reaktsiooni läbiviimiseks peavad kokkupõrkes olevad molekulid olema teatud viisil orienteeritud ja neil peab olema piisavalt energiat. Kokkupõrkel õige orienteerumise tõenäosust iseloomustab: aktiveerimise entroopiaΔ S a.Elektroni tiheduse ümberjaotumist aktiivses kompleksis soosib olukord, kus kokkupõrke korral A2 ja B2 molekulid on orienteeritud, nagu on näidatud joonisel fig. 2.2, a, kusjuures joonisel fig. 2,2, b, on reaktsiooni tõenäosus palju väiksem - joon. 2,2, c.

Joon. 2.2.A 2 molekulide soodne (a) ja ebasoodne (b, c) orientatsioon

ja B2 kokkupõrkes

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

kus k- reaktsioonikiiruse konstant; A - esimese lähenduse korral molekulide vaheliste kokkupõrgete koguarv ajaühiku (teise) kohta ruumalaühiku kohta; e - looduslike logaritmide alus; R- universaalne gaasikonstant; T- absoluutne temperatuur; E a- aktiveerimise energia; Δ S a- aktiveerimise entroopia muutus.

Võrrandi (2.8) tuletas Arrhenius 1889. aastal. Eeleksponentsiaalne tegur A on võrdeline molekulide vaheliste kokkupõrgete koguarvuga ajaühiku kohta. Selle mõõt langeb kokku kiiruskonstandi mõõtmega ja sõltub seetõttu reaktsiooni kogujärjestusest. Eksponent võrdub aktiivsete kokkupõrgete osakaaluga nende koguarvust, s.o. põrkuvatel molekulidel peab olema

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

Kiiruse massimõju seaduse (2.6) arutamisel lepiti eriti kokku, et kiiruskonstant on konstantne väärtus, mis ei sõltu reagentide kontsentratsioonidest. Eeldati, et kõik keemilised muundumised toimuvad konstantsel temperatuuril. Samal ajal on hästi teada, et keemilise muundamise kiirus võib temperatuuri langedes või tõustes oluliselt muutuda. Toimetava massi seaduse seisukohast tuleneb see kiiruse muutus kiiruskonstandi sõltuvusest temperatuurist, kuna reageerivate ainete kontsentratsioonid muutuvad vedeliku soojuspaisumise või kokkusurumise tõttu vaid pisut.

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

Joon. 2.3.Keemiliste reaktsioonide kiiruse sõltuvus temperatuurist: a - normaalne; b - ebanormaalne; in - ensümaatiline

Kuid praegu on keemilised muutused hästi teada, mille kiirus temperatuuri tõustes väheneb. Näiteks võib tuua lämmastikoksiidi (II) oksiidi gaasifaasi reaktsiooni broomiga (joonis 2.3, b). Seda tüüpi kiiruse sõltuvust temperatuurist nimetatakse ebanormaalseks.

Arstide jaoks pakub erilist huvi ensümaatiliste reaktsioonide kiiruse sõltuvus temperatuurist, s.t. ensüümidega seotud reaktsioonid. Sellesse klassi kuuluvad peaaegu kõik kehas esinevad reaktsioonid. Näiteks vesinikperoksiidi lagundamisel katalaasi ensüümi juuresolekul sõltub lagunemise kiirus temperatuurist. Vahemikus 273–320 ° K on temperatuurisõltuvus normaalne. Temperatuuri tõusuga kiirus suureneb, vähenedes see väheneb. Kui temperatuur tõuseb

320 ° K juures on peroksiidi lagunemiskiiruses järsult ebanormaalne langus. Sarnane pilt on ka teiste ensümaatiliste reaktsioonide puhul (joonis 2.3, c).

Arrheniuse võrrandist ksellest on näha alates Teksponendis sisalduva keemilise reaktsiooni kiirus on temperatuurimuutuste suhtes väga tundlik. Homogeense reaktsiooni kiiruse sõltuvust temperatuurist saab väljendada Van Goffi reegli abil, mille kohaselt temperatuuri tõusuga iga 10 ° kohta suureneb reaktsioonikiirus 2–4 korda;nimetatakse arvu, mis näitab, mitu korda antud reaktsiooni kiirus tõuseb temperatuuri tõusuga 10 ° temperatuurikiiruse koefitsient- γ.

kus k- kiiruse konstant temperatuuril t° C. Teades γ väärtust, saame arvutada reaktsioonikiiruse muutuse temperatuuri muutusega alates T 1enne T 2vastavalt valemile:

Temperatuuri tõusuga aritmeetilise progresseerumisega suureneb kiirus hüppeliselt.

Näiteks kui γ \u003d 2,9, siis temperatuuri tõusuga 100 ° suureneb reaktsioonikiirus 2,9 x 10 korda, s.o. 40 tuhat korda. Sellest reeglist kõrvalekaldumised on biokeemilised reaktsioonid, mille kiirus suureneb temperatuuri kerge tõusuga kümneid kordi. See reegel kehtib ainult umbkaudse lähenduse korral. Reaktsioone, milles osalevad suured molekulid (valk), iseloomustab suur temperatuurikoefitsient. Valgu (munaalbumiini) denatureerimise kiirus tõuseb temperatuuril 10 ° C 50 korda. Pärast maksimaalse (50–60 ° C) saavutamist väheneb reaktsiooni kiirus järsult valgu termilise denatureerimise tagajärjel.

Paljude keemiliste reaktsioonide puhul pole kiiruse massimõju seadus teada. Sellistel juhtudel võib ümberarvestuskiiruse temperatuurist sõltuvuse kirjeldamiseks kasutada avaldist:

Eeleksponent Ja koostemperatuurist sõltumatu, kuid kontsentratsioonist sõltuv. Mõõtühik on mol / l s.

Teoreetiline sõltuvus võimaldab teil eelnevalt arvutada kiiruse mis tahes temperatuuril, kui aktiveerimise energia ja eeleksponent on teada. Seega ennustatakse temperatuuri mõju keemilise muundamise kiirusele.

2.6. PÖÖRDAVAD JA Pöördumatud reaktsioonid. KEEMILISE VÕIMALIKU TASAKAALU RIIK. REAKTSIOONISOTERMI VÕRDSUS

Keemiline reaktsioon ei jõua alati lõpuni, teisisõnu, lähteained ei muutu alati täielikult reaktsioonisaadusteks. Selle põhjuseks on asjaolu, et reaktsioonisaaduste kuhjumisel saab luua tingimused reaktsiooni toimumiseks vastupidises suunas. Tõepoolest, kui näiteks segatakse joodiaurud vesinikuga temperatuuril ~ 200 ° C, siis toimub reaktsioon: H2 + I 2 \u003d 2HI. Siiski on teada, et isegi temperatuurini 180 ° C kuumutamisel laguneb jood joodiks ja vesinikuks: 2HI \u003d H 2 + I 2.

Keemilisi reaktsioone, mis võivad samadel tingimustel minna vastupidistes suundades, nimetatakse pöörduv.Pööratavate reaktsioonide võrrandite kirjutamisel pane võrdusmärgi asemel kaks vastassuunas suunatud noolt. Vasakult paremale kulgevat reaktsiooni kutsutakse sirge(otsene reaktsioonikiiruse konstant k 1)paremalt vasakule - tagurpidi(tagasiside määr konstantne k 2).

Pööratavates reaktsioonides on otsese reaktsiooni kiirus esialgu maksimaalne väärtus ja seejärel väheneb lähteainete kontsentratsiooni vähenemise tõttu. Vastupidiselt on pöördreaktsioonil alghetkel minimaalne kiirus, mis suureneb, kui reaktsioonisaaduste kontsentratsioon suureneb. Lõpuks saabub hetk, kus otsese ja vastupidise reaktsiooni kiirused muutuvad võrdseks. Seda seisundit, milles pöördreaktsiooni kiirus võrdub otsese reaktsiooni kiirusega, nimetatakse keemiline tasakaal.

Pööratavate protsesside keemilise tasakaalu seisundit iseloomustatakse kvantitatiivselt tasakaalukonstant.Kui keemilise tasakaalu seisund on saavutatud, on edasise ja tagurpidi reaktsiooni kiirused võrdsed (kineetiline seisund).

kus K on tasakaalukonstantmis tähistab otsese ja pöördreaktsiooni kiiruskonstantide suhet.

Võrrandi paremal küljel on interakteeruvate ainete kontsentratsioonid, mis on tasakaalus - tasakaalukontsentratsioonid.See võrrand on keemilise tasakaalu massimassi seaduse matemaatiline väljendus. Eriti tuleb märkida, et vastupidiselt toimivate masside seadusele on reaktsiooni aste selles võrrandis a, b, d, f jajne. alati võrdne stöhhiomeetriliste koefitsientidega tasakaalureaktsioonis.

Antud reaktsiooni tasakaalukonstandi arvväärtus määrab selle saagise. Reaktsiooni väljundnad kutsuvad tegelikult saadud toote koguse ja koguse suhet, mis oleks saadud, kui reaktsioon kulgeks lõpuni (tavaliselt protsentides). Niisiis, K \u003e\u003e 1 korral on reaktsiooni saagis suur ja vastupidi, K jaoks<<1 выход реакции очень мал.

Tasakaalukonstant on seotud gibbsi standardne energiajärgmised reaktsioonid:

Võrrandit (2.12) kasutades saame leida reaktsiooni Gibbsi energia tasakaalukontsentratsioonide kaudu:

Seda võrrandit nimetatakse keemilise reaktsiooni isotermi võrrand.See võimaldab teil arvutada protsessi jooksul Gibbsi energiasisalduse muutuse ja määrata reaktsiooni suuna:

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

Kell ΔG \u003d 0 - reaktsioon saavutas tasakaalu (termodünaamiline seisund);

  kui ΔG\u003e 0, kulgeb reaktsioon vastupidises suunas.

Oluline on mõista, et tasakaalukonstant ei sõltu ainete kontsentratsioonist. Vastupidine on tõsi: tasakaalus on kontsentratsioonidel endil sellised väärtused, et nende saaduste suhe stöhhiomeetriliste koefitsientide kraadidesse

see osutub antud temperatuuril konstantseks väärtuseks. See avaldus on kooskõlas kehtivate massiseadustega ja seda võib kasutada isegi selle ühe sõnastusena.

Nagu eespool mainitud, ei lähe pöörduvad reaktsioonid lõpuni. Kui aga üks pöörduva reaktsiooni produktidest lahkub reaktsioonisfäärist, siis toimub põhimõtteliselt pöörduv protsess peaaegu lõpuni. Kui elektrolüüdid osalevad pöörduvas reaktsioonis ja üks selle reaktsiooni produktidest on nõrk elektrolüüt, sade või gaas, siis kulgeb reaktsioon ka sel juhul peaaegu lõpuni. Pöördumatud reaktsioonidnimetage selliseid reaktsioone, mille produktid ei reageeri algmaterjalide moodustumisel üksteisega. Pöördumatud reaktsioonid reeglina jõuavad lõpuni, s.t. kuni vähemalt ühe lähteaine täieliku kasutamiseni.

2.7. PÕHIMÕTE

Keemilise tasakaalu seisund püsivates välistingimustes võib teoreetiliselt püsida lõpmata kaua. Tegelikkuses, kui reagentide temperatuur, rõhk või kontsentratsioon muutuvad, võib tasakaal “nihkuda” protsessi ühel või teisel poolel.

Muutused, mis toimuvad süsteemis väliste mõjutuste tagajärjel, määratakse mobiilse tasakaalu põhimõtte järgi - le Chatelieri põhimõte.

Väline toimimine tasakaalusüsteemis põhjustab selle tasakaalu nihkumist suunas, milles efekti mõju nõrgeneb.

Seoses kolme peamise välismõju tüübiga - kontsentratsiooni, rõhu ja temperatuuri muutustega - tõlgendatakse Le Chatelieri põhimõtet järgmiselt.

Ühe reageeriva aine kontsentratsiooni suurenemisega nihkub tasakaal selle aine tarbimise poole; kontsentratsiooni vähenemisega nihkub tasakaal selle aine moodustumise poole.

Rõhu mõju on väga sarnane reageerivate ainete kontsentratsiooni muutumise mõjuga, kuid see mõjutab ainult gaasisüsteeme. Sõnastame üldise avalduse rõhu mõju kohta keemilisele tasakaalule.

Suureneva rõhu korral nihkub tasakaal gaasiliste ainete koguste vähenemise suunas, s.o. rõhk allapoole; väheneva rõhu korral nihkub tasakaal ülespoole

gaasiliste ainete kogused, s.t. suureneva rõhu suunas. Kui reaktsioon jätkub ilma gaasiliste ainete molekulide arvu muutmata, ei mõjuta rõhk selle süsteemi tasakaaluasendit.

Temperatuuri muutumisega muutuvad nii otsesed kui ka pöördreaktsioonid, kuid erineval määral. Seetõttu on temperatuuri mõju keemilisele tasakaalule määramiseks vaja teada reaktsiooni termilise efekti märki.

Temperatuuri tõustes nihkub tasakaal endotermilise reaktsiooni poole ja madalaneva temperatuuri korral eksotermilise reaktsiooni poole.

Nagu biosüsteemide suhtes rakendatakse, öeldakse Le Chatelieri põhimõtte kohaselt, et igas biosüsteemis moodustub reaktsioon sama tugevuse ja olemusega, mis tasakaalustab bioloogilisi regulatiivseid protsesse ja reaktsioone ning moodustab nende tasakaalustamatuse konjugeeritud taseme.

Patoloogilistes protsessides rikutakse regulatsiooniringluse olemasolevat isoleerimist. Sõltuvalt tasakaalutasemest muutub süsteemidevaheliste ja organitevaheliste suhete kvaliteet, need muutuvad üha mittelineaarseks. Nende suhete struktuuri ja spetsiifilisust kinnitab lipiidide peroksüdatsioonisüsteemi näitajate ja antioksüdantide taseme vahelise seose analüüs, harmooniliste näitajate vahel kohanemise ja patoloogia tingimustes. Need süsteemid osalevad antioksüdantse homöostaasi säilitamises.

2,8. Tundide ja eksamite ettevalmistamise enesestandardiks seadmise küsimused ja ülesanded

1. Milliseid reaktsioone nimetatakse homogeenseteks ja milliseid heterogeenseteks? Tooge üks näide iga tüüpi reaktsiooni kohta.

2. Milliseid reaktsioone nimetatakse lihtsateks ja milliseid keerukateks? Tooge kaks näidet lihtsatest ja keerukatest reaktsioonidest.

3. Millisel juhul võib kineetilise võrrandi molekulaarsus ja järjekord numbriliselt langeda kokku?

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

5. Millisel juhul võivad tegelik (hetkeline) kiirus ja keskmine reaktsioonikiirus (piisavalt suure ajavahemiku jooksul) kokku langeda?

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

7. Mõne esimese järgu reaktsiooni poolperiood on 30 minutit. Milline osa algsest ainekogusest jääb tunniks?

8. Esitage aine üldise reaktsiooni järjekord ja reaktsiooni järjekord.

9. Reaktsioonikiiruse määramise meetodid.

10. Keemilise kineetika põhiseadus.

11. Esitage keemiliste reaktsioonide mehhanismi kontseptsioon.

12. Lihtsad ja keerulised reaktsioonid.

13. Konjugeeritud reaktsioonid. Millised tegurid määravad keemiliste reaktsioonide kiiruskonstandi?

14. Kas reaktsioonikiirus on võrdeline reageerivate ainete kontsentratsioonide korrutisega nende stöhhiomeetriliste koefitsientide astmes?

15. Milliseid eksperimentaalseid andmeid on vaja reaktsioonide järjekorra määramiseks?

16. Kirjutage reaktsiooni kineetiline võrrand H2O2 + 2HI → I 2 + + 2H 2 O, kui segatakse võrdsed kogused H2O2 0,02 mol / L lahust ja 0,05 mol / L HI lahust. Kiiruse konstant on 0,05 l / mol s.

17. Kirjutage reaktsiooni kineetiline võrrand H 2 O 2 + 2HI → I 2 + + 2 H 2 O, võttes arvesse, et seda iseloomustab reaktsiooni esimene järjekord mõlema lähtematerjali kontsentratsioonides.

18. Tõestage, et keemilise reaktsiooni kiirus on maksimaalne komponentide stöhhiomeetrilisel suhtel.

19. Loetlege temperatuuri mõju reaktsioonikiirusele võimalikud selgitused.

2.9. KATSE ÜLESANDED

1. Vant-Hoffi reegli kohaselt tõuseb paljude reaktsioonide kiirus, kui temperatuur tõuseb 10 °,

a) väheneb 2–4 korda;

b) väheneb 5-10 korda;

c) suureneb 2–4 korda;

g) suureneb 5-10 korda.

2. Elementaarsete interaktsioonide arv ajaühikus määrab:

a) reageerimise järjekord;

b) reaktsiooni kiirus;

c) reaktsiooni molekulaarsus;

d) poolperiood.

3. Millised tegurid mõjutavad reaktsioonikiiruse tõusu?

a) reageerivate ainete laad;

b) temperatuur, kontsentratsioon, katalüsaator;

c) ainult katalüsaator;

d) ainult kontsentratsioon;

e) ainult temperatuur.

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

a) kiirus ei muutu;

b) suureneb 18 korda;

c) suureneb 8 korda;

g) suureneb 4 korda;

d) suureneb 2 korda.

5. Elementaarsed reaktsioonid A (tv) + 2B (g)→  AB 2 (g). Täpsustage 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, et suurendada reaktsioonikiirust A (tv) + 2V (g)→  AB 2 (g) 9 korda?

a) suurendage rõhku 9 korda;

b) vähendage rõhku 9 korda;

c) suurendage rõhku 3 korda;

d) vähendage rõhku 3 korda.

7. Milline on reaktsiooni temperatuuritegur?γ 10 , kui reaktsioonisegu jahutamisel 30 ° võrra langes reaktsiooni kiirus 8 korda?

a) 16;

b) 8;

kell 6;

d) 4;

d 2.

8. Milline reaktsioon on kiirem?

ja) E tegu\u003d 40 kJ / mol;

b)   E akt \u003d 80 kJ / mol;

at)   E akt \u003d 160 kJ / mol;

d)   E väärtus \u003d 200 kJ / mol.

Jaga seda:

Sarnased artiklid