Кинетика химическая

Мы профессиональная команда, которая на рынке работает уже более 5 лет и специализируемся исключительно на лучших продуктах.

===============

Наши контакты:

Telegram:

>>>Купить через телеграмм (ЖМИ СЮДА)<<<

===============

____________________

ВНИМАНИЕ!!! Важно!!!

В Телеграм переходить только по ССЫЛКЕ, в поиске НАС НЕТ там только фейки!

Чтобы телеграм открылся он у вас должен быть установлен!

____________________

Кинетика химическая

Химическая кинетика — раздел физической химии, который изучает влияние различных факторов на скорости и механизмы химических реакций. Под механизмом химической реакции понимают те промежуточные реакции, которые протекают при превращении исходных веществ в продукты реакции. Основным понятием химической кинетики является понятие скорости химической реакции. Гомогенными химическими реакциями называются реакции, в которых реагирующие вещества находятся в одной фазе. Это могут быть реакции между газообразными веществами или реакции в водных растворах. Для таких реакций средняя скорость равна изменению концентрации любого из реагирующих веществ в единицу времени. Знак минус в правой части говорит об уменьшении концентрации исходного вещества. Значит, скоростью гомогенной химической реакции называют производную концентрации исходного вещества по времени. Гетерогенной реакцией называется реакция, в которой реагирующие вещества находятся в разных фазах. К гетерогенным относятся реакции между веществами, находящимися в разных агрегатных состояниях. Скорость гетерогенной химической реакции равна изменению количества любого исходного вещества в единицу времени на единицу площади поверхности раздела фаз:. Кинетическим уравнением химической реакции называют математическую формулу, связывающую скорость реакции с концентрациями веществ. Это уравнение может быть установлено исключительно экспериментальным путём. В зависимости от механизма все химические реакции классифицируют на простые элементарные и сложные. Простыми называются реакции, протекающие в одну стадию за счёт одновременного столкновения молекул, записанных в левой части уравнения. В простой реакции могут участвовать одна, две или, что встречается крайне редко, три молекулы. Поэтому простые реакции классифицируют на мономолекулярные, бимолекулярные и тримолекулярные реакции. Так как с точки зрения теории вероятности одновременное столкновение четырёх и более молекул маловероятно, реакции более высокой, чем три, молекулярности не встречаются. Для простых реакций кинетические уравнения относительно просты. Сложные реакции протекают в несколько стадий, причём все стадии связаны между собой. Поэтому кинетические уравнения сложных реакций более громоздки, чем простых реакций. Основным законом химической кинетики является постулат, вытекающий из большого числа экспериментальных данных и выражающий зависимость скорости реакции от концентрации. Этот закон называют законом действующих масс. Он утверждает, что скорость химической реакции в каждый момент времени пропорциональна концентрациям реагирующих веществ, возведённым в некоторые степени. В этом уравнении k — константа скорости химической реакции — важнейшая характеристика реакции, не зависящая от концентраций, а зависящая от температуры. Показатели степеней n 1 , n 2 , n 3 называют частными порядками химической реакции по веществам А, В и D. Для простых реакций частные порядки — небольшие целые числа от нуля до трёх. Для сложных реакций частные порядки могут быть и дробными, и отрицательными числами. Таким образом , порядком химической реакции называют сумму показателей степеней концентраций в кинетическом уравнении. С точки зрения химической кинетики простые химические реакции классифицируют на реакции нулевого, первого, второго и третьего порядков. Реакции нулевого порядка встречаются чрезвычайно редко. Для того чтобы реакция протекала по нулевому порядку необходимы специфические условия её проведения. В то же время следует сказать, что встречается большое количество реакций, в которых частный порядок по какому-либо веществу равен нулю. Обычно это реакции, в которых данное вещество взято в большом избытке по сравнению с остальными реагентами. Например, в реакции гидролиза сахарозы. Самыми распространёнными являются реакции первого и второго порядков. Реакций третьего порядка мало. Рассмотрим для примера математическое описание кинетики химической реакции первого порядка. Решим кинетическое уравнение такой реакции. Временем полупревращения называют время, в течение которого реагирует половина начального количества вещества. Найдём выражение для времени полупревращения реакции первого порядка. Результаты решения дифференциальных кинетических уравнений для реакций всех порядков представим в виде таблицы табл. Данные этой таблицы относятся к случаю, когда все вступающие в реакцию вещества имеют одинаковые начальные концентрации. Для определения порядков химических реакций используют дифференциальные и интегральные способы. Дифференциальные способы используют дифференциальные кинетические уравнения. Порядок реакции с помощью этих способов рассчитывается и представляется в виде числа. При этом, так как способ базируется на кинетическом эксперименте, результат расчёта содержит в себе некоторую погрешность.

Кинетика химическая

Химическая кинетика

Химическая реакция. Химической реакцией можно считать любое изменение вещества, при котором образуется или разрывается химическая связь между атомами. Химическая реакция характеризуется механизмом ее протекания и глубиной протекания. Механизм химической реакции. Химические реакции, как правило, не происходят путем непосредственного взаимодействия исходных молекул с прямым переходом их в молекулы продуктов реакции. В большинстве случаев реакции протекают в несколько стадий. Например, окисление ионов двухвалентного железа в кислом растворе молекулярным кислородом состоит из ряда стадий:. Этот сложный путь оказывается тем не менее неизмеримо более выгодным,. Так как на одном из семи этапов не требуется встречи более чем двух частиц, и ни на одном из этапов не требуется соударение одноименно заряженных частиц. Совокупность стадий, из которых складывается химическая реакция, носит название механизма химической реакции. Исходные, конечные и промежуточные вещества. Вещества, вступающие в процесс химического превращения, называются исходными веществами. Вещества, образующиеся в процессе химического превращения и не претерпевающие в ходе этого процесса дальнейших химических изменений, называются продуктами реакции. Вещества, образующиеся в одних стадиях процесса химического превращения и расходующегося в других стадиях этого же процесса, называют промежуточными веществами. Глубина превращения реакции. Характеризует степень превращения исходных веществ в конечные продукты реакции. Проведенные измерения привели химиков к убеждению, что, во-первых, все мыслимые реакции в какой-то степени происходят, и во вторых, не существует реакций, идущих полностью до конца. Однако, часто удобнее говорить, что одни реакции совсем не идут, другие идут в ограниченной степени, а третьи потребляют исходные вещества полностью. Гомогенные и гетерогенные реакции. Химическая реакция, протекающая в пределах одной фазы, называется гомогенной химической реакцией. Химическая реакция, протекающая на границах раздела фаз, называется гетерогенной химической реакцией. Примером гомогенных реакции может служить любая реакция в растворе. Примером гетерогенной реакции может служить любая из реакций, идущих не поверхности твердого катализатора гетерогенная каталитическая реакция. Важнейшей количественной характеристикой процесса химического превращения является скорость процесса. Понятие скорости характеризует количество вещества, вступающего в реакцию в единицу времени. Это определение однако, не совсем однозначно, ак как в реакции принимают участие в качестве исходных и промежуточных веществ и в качестве продуктов реакции также несколько веществ. Поэтому строго можно говорить не о скорости химического процесса вообще, а о скорости по некоторому компоненту. Изменение количества этого компонента принято выражать в числе молей N. Таким образом, для гомофазного химического процесса, идущего веществу называется изменение концентрации этого вещества в единицу времени. Пусть концентрация одного из реагирующих веществ 1 момент времени t 1 равна С 1 , а в момент времени t 2 равна С 2. Поскольку концентрация вещества исходного в процессе реакции убивает, то. В общем случае кинетическое уравнение имеет вид. Однако, необходимо учитывать, что измерение по. Например, в реакции синтеза аммиака. Соответствующие скорости реакции соотносятся, как 1: 3: 2. В химической кинетике широко используется графический метод изображения функциональных зависимостей. Кривая, изображающая зависимость концентрации какого-либо вещества от времени в ходе процесса химического превращения, носит название кинетической кривой. Часто под кинетическими кривыми понимают и другие зависимости изменения какого-либо изменяющегося параметра в ходе химической реакции изменение рН, электропроводности, показателя преломления, оптической плотности и т. Однако расссчитывать скорость накопления или расходования какого-либо из компонентов реакции, исходя из такой кривой, можно лишь в том случае, если существует и известна однозначная зависимость, связывающая концентрация этого компонента с измеряемым свойством системы. Порядок реакции и константа скорости реакции. Скорость химической реакции зависит от целого ряда факторов. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих вещества описывается основным постулатом химической кинетики: скорость реакции в каждый момент времени пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, имеющихся в данный момент времени, возведенных в некоторые степени. Известно, что число столкновений зависит от концентрации молекул, поэтому и скорость химической реакции должна определяться теми же факторами. Итак, можно записать для реакции:. Сумму порядков реакции по всем реагирующим веществам называют порядком реакции. Следует подчеркнуть, что величины n 1 и n 2 определяются только экспериментальным путем, так как для подавляющего большинства реакций порядки реакции по веществу не равнозначны стехиометрическим коэффициентом. Порядок реакции — величина формальная. Он может быть положительным или отрицательным, целым или дробным, а также нулевым числом. Как было уже указано, порядок реакции определяется опытным путем, и его нельзя предсказать заранее, даже для формально простых реакций. В этом случае стехиометрическое уравнение правильно изображает элементарный акт реакции. Однако, в большинстве сложных реакций, протекающих через несколько стадий, когда общее стехиометрическое уравнение не отражает действительного хода реакции показатели степени в уравнении скорости реакции не будут соответствовать стехиометрическим коэффициентам, то есть закон действия масс для химических реакций выполняется лишь в некоторых частных случаях. Можно утверждать, что стехиометрическое уравнение реакции устанавливающее пропорции реагентов и продуктов, не определяет механизма протекания этой реакции во времени. Это является причиной, по которой экспериментально найденный порядок не всегда согласуется с уравнением, описывающим реакцию. Она не зависит от концентрации и характеризует лишь влияние природы реагирующих веществ на скорость их взаимодействия друг, с другом, то есть константа скорости реакции является мерой реакционной способности молекул. Константы скорости реакций разных порядков имеют разные размерности и, поэтому их сравнение не имеет смысла. Хотя скорость некоторых химических реакций описывается кинетическим уравнением третьего порядка, однако это еще не значит, что они являются тримолекулярными. Все же укажем. Молекулярность реакции. Молекулярность реакции определяется числом молекул, одновременно сталкивающихся и приводящим к химическим превращениям. Взаимодействие подобного рода носят название элементарного акта химического превращения, то есть молекулярность реакции, в отличие от порядка реакции имеет вполне определенный физический смысл. Молекулярность более высокого порядка не встречается, так как одновременное столкновение четырех частиц почти невероятно. В случае сложных реакций, протекающих в несколько стадий, нет смысла говорить о молекулярности реакции в целом, поскольку это понятие имеет отношение применимо только к отдельным стадиям. Различие между молекулярностью и порядком реакции можно свести к следующему:. Количественные, соотношения между скоростью реакции и концентрации реагента. В реакции первого порядка скорость реакции пропорциональна концентрации одного реагента. Для нахождения С в каждый момент времени t это уравнение необходимо проинтегрировать:. Определим постоянную. Реакция второго порядка. Период полупревращения для реакции второго порядка не остается постоянным, а обратно пропорционален начальной концентрации:. Уравнение скорости реакции третьего порядка. Хотя скорость некоторых химических реакций описывается кинетическим уравнением третьего порядка, тем не менее это еще не значит, что они действительно тримолекулярные. Однако оно удобно для вывода кинетического уравнения:. Уравнение скорости реакции нулевого порядка. Если в уравнении скоростми отсутствуют члены, содержащие концентрацию реагирующих веществ, то скорость такой реакции выражается уравнением нулевого порядка. Реакция нулевого порядка представляет особый интерес в каталитических процессах, когда катализатор, взятый в определенном количестве, может служить фактором, лимитирующим скорость реакции. Такая ситуация встречается в ферментативной кинетике и будет рассмотрена на следующей лекции. Определение порядка реакции. Порядок реакции играет существенную роль при изучении и раскрытии механизма реакции. Он в значительной степени зависит от механизма реакции. Порядок реакции определяется опытным путем и его нельзя предсказать заранее, даже для реакции формально похожих. Он заключается в выборе уравнения кинетики реакции нулевого, первого, второго порядка при подстановке в которое экспериментальных данных, получается постоянное значение константы скорости реакции. Например, для реакции нулевого порядка скорость реакции не зависит от концентрации. Для реакции первого порядка прямолинейной является зависимость ln C от времени. Теоретические основы химической кинетики. В основе современной химической кинетики лежат две теории: теория активных соударений и теория активного комплекса. Теория активных соударений была сформулирована С. Аррениусом в году. В основе этой теории лежит представление о том, что для протекания химической реакции необходимо соударение между молекулами исходных веществ, а число соударений определяется интенсивностью теплового движения молекул, то есть зависит от температуры. Но не каждое соударение молекул приводит к химическому превращению: к нему приводит лишь активное соударение. Тот минимальный запас энергии, которым должны обладать молекулы исходных веществ для того, чтобы их соударение было активным, называют энергетическим барьером реакции. Наглядное представление об энергетическом барьере реакции дает графическое изображение энергетики химической реакции. В качестве абсциссы в этих диаграммах используется так называемая координата реакции. Вообще говоря, она является сложной функцией межатомных расстояний. Но для практических целей и простых молекул можно считать, что она характеризует изменение в межатомных расстояниях, которые происходят при сближении исходных молекул, образующих активированный комплекс, и взаимном удалении продуктов реакции при распаде активированного комплекса. По оси ординат откладывается потенциальная энергия всей системы. То дополнительное количество энергии, которое нужно добавить к средней энергии молекул исходных веществ, чтобы соударение стало активным, называется энергией активации. Энергия активации ощутимо влияет на значение константы скорости реакции и ее зависимости от температуры: чем больше Еа, тем меньше константа скорости и тем значительнее влияет на нее изменение температуры. Однако, наблюдаемые константы скорости реакции, как правило, гораздо меньше, вычисленных по уравнению. Необходимость ориентации может заметно тормозить даже сравнительно простые реакции. Для того, чтобы простое соударение дало две молекулы йодистого водорода, надо, чтобы ориентация молекулы была сходна с той, которая изображена на рис. Энергия активации этой реакции невелика, но скорость мала. Это связано с довольно жесткими требованиями, предъявляемыми к ориентации реагирующих молекул. Используя уравнение Аррениуса, можно определить энергию активации Еа. Для этого уравнение Аррениуса удобно применять в логарифмической форме:. Из уравнения видно, что константа скорости реакции k является произведением двух сомножителей. Предэкспоненциальный множитель А практически не зависит от температуры, так как последняя не влияет на взаимную ориентацию молекул. Теория двойных соударений внесла в химическую кинетику новые представления об активных соударениях и об энергии активации, но эта теория не рассматривала механизм самого соударения, что является ее недостатком. Правило Вант-Гоффа. Менее строгую зависимость константы скорости реакции от температуры в отличие от уравнения Аррениуса дает правило Вант-Гоффа, которое носит эмпирический характер. В г. Вант-Гофф установил, что при повышении температуры на 10 о С скорость большинства реакций увеличиатся в раза. Математически эта зависимость выражается соотношением:. Следует отметить, что правило Вант-Гоффа можно использовать лишь в узких интервалах температур. Дело в том, что с повышением температуры g уменьшается и при очень высоких температурах может стать даже меньше единицы. В случае ферментативных реакций даже интервал в 10 о С может быть достаточно большим. Для того, чтобы не ошибиться рекомендуется при использовании g использовать более узкий интервал 2 о , 3 о , 5 о и полученные результаты приводить к величине. Теория активированного переходного комплекса переходного состояния. Эта теория — простейший и исторический первый вариант статистической теории химических реакций. Она разработана Э. Вагнером, М. Поляни, Г. Эйрнингом и М. Эвансом в ых годах двадцатого века. Вывод основного уравнения теории переходного состояния. В основу теории также пополнено представление о столкновении молекул как непременном условии реакции. Но она рассматривает то, что происходит в момент столкновения. Что подразумевается под переходным комплексом. После столкновения молекул А и В начинается перераспределение химических связей и образование переходного комплекса и переходной комплекс представляет такое состояние взаимодействующих молекул, когда старые связи еще не полностью разорвались, а новые еще не полностью сформировались. В результате мы имеем состояние промежуточное между А,В и С. Переходное состояние характеризуется непрерывным изменением расстояний между взаимодействующими атомами. В этом существенное отличие переходного комплекса от обычной молекулы, в которой средние расстояния между атомами не зависят от времени. Переходный комплекс также не следует путать с промежуточными веществами. Он является динамической структурой, для образования которой требуется затрата энергии. Энергия, необходимая для перевода реагирующих молекул в состояние переходного комплекса носит название энергии активации. С другой стороны, превращение активированного комплекса в продукты реакции всегда является экзотермическим процессом. В этом случае k химического равновесия переходного комплекса равна:. Затем ПК распадается необратимо с образованием продукта С. Из статистической механики известно, что Р зависит только от температуры. Значит, для данной температуры число Р одинаково для всех переходных состояний, а скорость любой химической реакции определяется лишь концентрации определяется лишь концентрации ПК:. Концентрация ПК связана с концентрацией реагентов и поэтому, подставив их выражения, получим:. Приравняем правые части уравнений и получим:. Из уравнения видно, что при данной температуре константа скорости реакции зависит от константы химического равновесия образования ПК и от частоты распада ПК. Уравнение называется основным уравнением теории переходного состояния. Термодинамическая форма основного уравнения теории переходного состояния. Термодинамические данные позволяют связать k x. Тогда для константы скорости химической реакции можно записать. Сравнение термодинамической формы основного уравнения теории переходного состояния с уравнением Аррениуса. При сравнении уравнения для ТПС с уравнением Аррениуса видно, что. Если она велика и положительна, то фактор Р велик, и реакция будет быстрой. Конечно, это вывод. Таким образом, скорость реакции, согласно теории переходного состояния, зависит от двух факторов. Чем больше энтальпия активации, тем меньше скорость реакции. Чем больше энтропия активации, тем больше скорость реакции. Учет энтропийного фактора для кинетики реакций во многих отношениях оказался плодотворным и впервые позволил установить связь константы скорости со строением молекул реагирующих веществ. При этом теория ПС оперирует, в частности, величинами расстояний между атомами в молекулах, взаимной ориентацией молекул. Теория активных соударений позволяет при знании энергии активации рассчитать общее число эффективных соударений и отсюда скорость реакции, не объясняя механизма реакции. В отличие от теории активных соударений теория ПК сопоставляет различные возможные комплексы, выявляет большую или меньшую их достижимость и определяет в результате энергетически наиболее выгодный путь реакции. Для вычисления скоростей взаимодействие двух атомов две теории дают одинаковые результаты. В случае нелинейных многоатомных молекул теория ПК дает значение скоростей отличных от значений, даваемой теорией соударений. Если известна конфигурация реагирующих молекул и активного комплекса, теория ПК позволяет рассчитать предэкспоненциальный множитель. К сожалению, в большинстве случаев строение активированного комплекса и его свойства неизвестны и это затрудняет расчеты. Таким образом две теории дополняют друг друга. Теория ПК применяется для вычисления абсолютных скоростей электродных процессов, процессов диффузии и т. Теория активных соударений хорошо описывает, как правило, реакции в газовой среде. Поиск по сайту. Внутренние болезни. Хронический панкреатит, кисты и свищи поджелудочной железы. Результаты поиска. Хронический тубулоинтерстициальный нефрит. На тестировании. Карта сайта. Уважаемые интернет-пользователи! You Are Welcome! Газовые законы. Расчеты изменения энтропии при различных процессах. Подстраницы 1 : Основы кинетики и механизма ферментативных реакций. Основы кинетики и механизма ферментативных реакций. Генетика Иммунология Результаты поиска Внутренние болезни. Бронхиальная астма. Апоптоз Внутренние болезни. Диссеминированный туберкулёз лёгких. Нефротический синдром.

Химическая кинетика (стр. 1 из 2)

Купить крис закладкой Вологодская область

Купить гашиш закладкой Наро-Фоминск

Марихуана шишки и бошки купить Чечня

Закладки героина Бельгия

Купить закладку скорость (ск) a-PVP Москва Котловка

Марихуана купить Аксай

Купить мефедрон закладкой Москва Братеево

Купить закладку марки LSD-25 Тамбовская область

Кинетика химическая

Химическая кинетика

Химическая кинетика (стр. 1 из 2)

Report Page