Az új molekulák kialakulásának valószínűsége, amikor a kiindulási anyagok részecskéi találkoznak, az elektronikus héjuk átrendeződésének folyamatától függ. Ennek szükséges feltétele az atomok elektronpályáinak átfedésének lehetősége a régiek felszakadásával és új kötések kialakulásával, ami a kölcsönhatásban lévő részecskék geometriai szerkezete miatt nem mindig valósítható meg. Például egy bimolekuláris elemi aktus érdekében kémiai reakció A + B®AB, az A és B részecskék közötti távolságnak és kölcsönös orientációjuknak olyannak kell lennie, hogy elektronhéjaik átstrukturálódjanak.

Az elektronpályák átfedése akkor következik be, amikor a részecskék közelednek egymáshoz. Ugyanakkor a vonzás és a taszítás energiája is megnő. Ezen energiák nagyságrendjének a részecskék távolságától függő változása energiagát megjelenéséhez vezethet, amelyet leküzdve szükséges feltétel elemi aktus végrehajtása. Ezért sok reakcióhoz van egy minimális küszöbenergia, ún aktivációs energiák(E ac), amellyel a talált részecskéknek rendelkezniük kell ahhoz, hogy kémiai reakció lejátszódjon. Az energiagát leküzdésére szolgáló fő energiaforrás a részecskék hőmozgásának kinetikus energiája, amely a hőmérséklettől függ. Ezért egy elemi esemény bekövetkezésének valószínűsége (reakciósebesség-állandó) a hőmérséklettől függ.

Svante Arrhenius ( Arrhenius) javasolta a reakciósebesség-állandó hőmérsékletfüggésének leírását az egyenlettel

Ahol k 0– pre-exponenciális tényező; E ak – aktiválási energia; R– univerzális gázállandó; T– hőmérséklet (K).

A gyakorlatban a legtöbb reakciónál kis hőmérséklet-tartományban a preexponenciális tényezőt és az aktiválási energiát a hőmérséklettől független állandó értéknek tekintik.

Az elemi kémiai reakciók elmélete határozza meg fizikai jelentése ezekből az állandókból, és lehetővé teszi értékük kiszámítását. Két fő modell létezik az elemi reakciójellemzők leírására: az aktív ütközések elmélete és az átmeneti állapot elmélete.

Az aktív ütközések elmélete.

A gázok molekuláris kinetikai elméletének alkalmazása egy elemi kémiai reakció leírására lehetővé tette az aktív ütközések elméletének megalkotását, amely feltárja az Arrhenius-egyenlet preexponenciális tényezőjének fizikai jelentését.

Ezen elmélet szerint a bimolekuláris kémiai reakció sebességét a molekulák egységnyi idő alatti ütközésének száma határozza meg, és nem minden ütközés vezet új molekula kialakulásához, hanem csak azok, amelyekben a kezdeti részecskék kinetikus energiája. nagyobb, mint a reakció aktiválási energiája. Mindegyik ilyen aktív ütközés elemi aktus végrehajtásához vezet.

Amikor egy elemi bimolekuláris kémiai reakció A + B ® AB megy végbe olyan hőmérsékleten T teljes szám Az egyenlet segítségével kiszámítható az A és B molekulák ütközése egy gázban

,

Ahol z– az ütközések száma egységnyi térfogatonként és időegységenként; n i– térfogategységenkénti részecskék száma; – effektív sugarú részecskék rugalmas ütközésének keresztmetszete r i; – a részecskemozgás átlagos relatív sebessége; – az A és B részecskék átlagos molekulatömege; k– Boltzmann állandó. Így, .

Ha a részecskék számától a megfelelő anyagok egységnyi térfogatra (mólkoncentráció) számított mólszámára térünk át, azt kapjuk, hogy

,

Ahol R=k× N A – univerzális gázállandó; N A – Avogadro száma; i-vel– moláris koncentráció.

Példa. Határozzuk meg a H 2 és Cl 2 molekulák ütközésének teljes számát 1 cm 3 egyenlő térfogatú gázkeverékben normál körülmények között.

H 2 és Cl 2 részecskék száma 1 cm 3 -ben 1/cm 3 .

Relatív részecskesebesség cm/s.

Molekulák rugalmas ütközésének keresztmetszete s=1,1×10 -14 cm 2 .

A H 2 és Cl 2 részecskék ütközésének száma 1 cm 3 alatt 1 másodperc alatt egyenlő: .

Mivel csak az aktív ütközések vezetnek új molekulák kialakulásához, az ütközések teljes számát meg kell szorozni a függvénnyel f(E ak), amely az aktiválási energiánál nagyobb energiájú részecskék ütközésének hányadát határozza meg E ak:

z a=z× f(E ak).

Funkció f(E ak) a Maxwell-Boltzmann eloszlási törvényből szerezhető be. Molekulák aránya az energiával E nagyobb, mint az aktiválási energia E ak ( E>E ak), egyenlő:

,

Ahol n 0 – a molekulák teljes száma a rendszerben; n E >E ak az aktiválási energiánál nagyobb kinetikus energiájú molekulák száma.

A valós, se nem túl gyors, se nem túl lassú reakciók aktiválási energiája nagyságrendileg E ak ~ 50÷100 kJ/mol. Ezt figyelembe véve a szabványhoz közeli hőmérsékleten az aktiválási energiánál nagyobb energiájú molekulák hányada ~10 -9 ÷10 -18 nagyságrendű, azaz a kölcsönhatásukhoz vezető részecskeütközések aránya meglehetősen magas. kicsi.

Így az aktív ütközések száma a hőmérséklettől függően:

.

Sok reakciónál fontos az ütközések geometriája. Az ütköző aktív molekulákat egymáshoz képest megfelelően kell orientálni, hogy biztosítva legyen egy elemi kölcsönhatás végrehajtása. Az ütközési geometriát a szorzó figyelembe veszi r, hívott sztérikus tényező. Ekkor az aktív ütközések száma a sztérikus tényező figyelembevételével ( z a *) egyenlő lesz: z a *=p z a.

Mivel minden aktív ütközés egy új molekula kialakulásához vezet, az aktív ütközések száma egységnyi térfogatra egységnyi idő alatt ( z a *) a kémiai reakció sebességének meghatározása szerint az elemi kölcsönhatások számának felel meg az egységnyi időegységben térfogategységben. Így, z a *=v,

.

A tömeghatás törvénye szerint az A + B ® AB kémiai reakció sebessége egyenlő: . Ezért a reakciósebesség állandó k kifejezés fogja meghatározni

vagy ,

hol van a preexponenciális tényező.

Szakasz termék rugalmas ütközések(s) a molekulák átlagos mozgási sebességével () jelenti gyakorisági tényező (z 0):

.

Nagyságrend z A 0 arányos a molekulák egységnyi térfogatra és időegységre eső ütközések számával (az ütközések száma egységnyi részecskekoncentrációnál). A gyakorisági tényező gyengén függ a hőmérséklettől, és a gázok molekuláris kinetikai elméletéből kiszámítható állandó értéknek tekinthető.

Sztérikus tényező r figyelembe veszi a részecskék egymáshoz viszonyított orientációját a térben az ütközés pillanatában. Kedvező orientációval új molekulák képzésére r»1, kedvezőtlen tájolású r<1. Таким образом, k 0 =p×z 0 .

Az aktív ütközések elmélete nem teszi lehetővé az aktiválási energia kiszámítását. Az elemi reakciók elméletének további fejlesztése a reagáló anyagok molekuláiban a kémiai kötésrendszer átrendeződésének kvantummechanikai leírásának felhasználásával függ össze.

Átmeneti állapot elmélet.

A kémiai reakció elemi aktusa a kiindulási anyagok részecskéit foglalja magában, amelyek a reakció során termékek részecskéivé alakulnak. Ez az átmenet, amint azt korábban említettük, egy köztes instabil részecske képződésén keresztül megy végbe, amely magában foglalja a kölcsönhatásban lévő részecskék összes atomját, amelyeket egy közös kémiai kötésrendszer egyesít. Ezen átalakulás során a részecskékben lévő atomok magjai közötti távolságok megváltoznak. Az adiabatikus közelítési modellben az atommagok minden relatív elrendezése egy adott energiaértéknek felel meg, azaz a rendszer energiáját az atomok kölcsönös elrendezése fogja meghatározni. A kölcsönható részecskék rendszerének potenciális energiájának koordinátáitól való függése többdimenziós térben lévő felületnek - potenciális energiafelületnek - tekinthető. Ezt a felületet legvilágosabban az AB + C ® A + BC bimolekuláris reakció példájával szemléltethetjük, melynek elemi aktusában három atom vesz részt.

Általában három kölcsönhatásban lévő atom energiája a köztük lévő távolságtól függ ( r ABÉs rBC) és a szög a. Egy elemi aktusban az a szöget állandónak feltételezzük (a C részecske megközelítési szöge az AB részecske felé), például amikor az AB és C részecskék az a = 180°-os kommunikációs vonal irányában ütköznek (6.1. ábra). . Ebben az esetben a potenciális energiafelület két változó függvénye lesz E(r AB, rBC). A derékszögű koordinátarendszerben szerkesztett potenciális energiafelület a 6.2. A.

Rizs. 6-1 Három atom térbeli elrendezése az AB + C ® A + BC bimolekuláris reakció elemi aktusa során (a részecskék ütközése a kötésvonal irányában a = 180°).

Kiindulási állapotban a rendszer energiája minimális az atomok elrendezéséhez képest az AB molekulában (meghatározva r AB) és gyengén függ egy másik koordinátától ( rBC). A diagramon (6.2. ábra, A) ennek az állapotnak felel meg kiindulási anyagok völgye. A végállapotban a rendszer energiája minimális a BC molekulában lévő atomok elrendezéséhez képest ( rBC) és gyengén függ egy másik koordinátától ( r AB). A diagramon ez az állapot megfelel élelmiszer-völgy. A kémiai reakció elemi aktusa egy rendszer átmenetét jelenti a kezdeti anyagok völgyéből a termékek völgyébe. Energetikailag előnyös, ha ez az átmenet a potenciális energiafelület minimumpontjain keresztül megy végbe.

Rizs. 6-2 A reakció potenciális energia felülete AB + C ® A + BC (a) és potenciális energia izolátumok (b)

Ezt az átmenetet (reakcióút) egy nyíl mutatja a potenciálfelület diagramján, amely síkon egy vonalrendszer formájában ábrázolja, amelyek azonos potenciális energiájú pontokat kötnek össze (6.2. ábra, b). Egyik völgyből a másikba haladva a rendszer energiája először növekszik, majd csökken, a rendszer legyőzi az áthaladást (pont P). A bal oldalon egy „magas” fennsík található, amely egy három különálló A, B, C atomból álló rendszer állapotának felel meg (egyszerre r ABÉs rBC® ∞). A jobb oldalon a felszín „meredeken” emelkedik felfelé, mivel az atomok közötti távolság egyidejű csökkenése ( r ABÉs rBC® 0) az atomok taszítóenergiájának meredek növekedéséhez vezet (6.2. ábra, A).

A rendszer állapota maximális energiával (pont P) hívják átmeneti állapot, ami egy rövid életű köztes vegyület keletkezésének felel meg három atommal ( aktivált komplex), megnövekedett energiatartalékokkal. Így egy elemi kémiai reakció átmegy az aktivált komplex kialakulásának szakaszán. Ez egy instabil molekula, amely magában foglalja az eredeti anyagok összes atomját, és amelyben a régi kémiai kötések még nem bomlottak le teljesen, és az újak még nem alakultak ki teljesen.

A vizsgált reakcióban a rendszer áthalad az aktivált komplexen (ABC)¹:

Az átmeneti állapothoz (aktivált komplexhez) kapcsolódó összes paramétert a felső index ¹ jelöli.

Ha bevezetjük a fogalmat reakció koordinátái (X) – a rendszer helyzete a kezdeti állapotból a végállapotba való átmenet útján (6.2. ábra, b), akkor a rendszer energiájának változása egy elemi aktus során egy változó függvénye lesz E(X). Ennek a függőségnek a formáját a 6.3. ábra energiadiagramja mutatja be.

Maximum a diagramon (pont P) az átmeneti állapotnak felel meg. A reakció aktiválási energiája megfelel az aktivált komplex képződési energiájának. Ez az az energia, amellyel a részecskéknek rendelkezniük kell egy kémiai reakció elemi műveletéhez.

Rizs. 6-3 A rendszer energiájának változásának diagramja az AB + C ® A + BC reakció során

Megjegyzendő, hogy az átmeneti állapotok elmélete számos feltételezésen alapul. A reakció elemi aktusa egy aktivált komplex képződésén megy keresztül a legalacsonyabb energiagát leküzdésének útján. Az aktiválási energiát kvantummechanikai módszerekkel számítják ki. Úgy gondolják, hogy az aktivált komplex (ABC)¹ egy közönséges molekula, amelyben egy vibrációs szabadsági fokot a reakciókoordináta mentén transzlációs mozgás helyettesít ( X). A rendszer mindig termodinamikai egyensúlyi állapotban van. Meghatározzuk annak valószínűségét, hogy az aktivált komplex reakciótermékekké alakul át átviteli együttható c, ami legtöbbször eggyel egyenlő.

reakciósebesség állandó- a kémiai reakció sebessége olyan körülmények között, amikor a reagáló anyagok koncentrációjának szorzata 1 mol/l. Általános kémia: tankönyv / A. V. Zholnin Reakciósebesség állandó - arányossági együttható a differenciálkinetikában... ... Kémiai kifejezések

reakciósebesség állandó- [A.S. Goldberg. Angol-orosz energiaszótár. 2006] Témák: energia általában EN reakcióállandó ...

reakciósebesség állandó- reakcijos greičio konstanta statusas T sritis chemija apibrėžtis Reakcijos, reaguojančių medžiagų koncentracijos lygio vienetui, greitis. atitikmenys: engl. sebességi állandó; reakció állandó rus. reakciósebesség-állandó; konkrét...... Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

reakciósebesség állandó- reakcijos spartos konstanta statusas T terület Standartizacija ir metrologija apibrėžtis Reakcijos, reaguojančių medžiagų koncentracijos yra lygios vienetui, sparta. atitikmenys: engl. reakciósebesség állandó vok. Reaktionskonstante, f rus.… … Penkiakalbis aiškinamasis metrologijos terminų žodynas

A kémiai reakció a fő kinetikai jellemzője; arányossági együttható a kinetikai egyenletben, amely a reakciósebességet a reaktánsok koncentrációjához és sztöchiometrikus együtthatóihoz kapcsolja. Monomolekulárishoz...... Nagy enciklopédikus szótár

katalitikus reakciósebesség állandó- [A.S. Goldberg. Angol-orosz energiaszótár. 2006] Energia témák általánosságban EN katalitikus együttható ... Műszaki fordítói útmutató

Kémiai reakció, főbb kinetikai jellemzői; arányossági együttható a kinetikai egyenletben, amely a reakciósebességet a reaktánsok koncentrációjához és sztöchiometrikus együtthatóihoz viszonyítja. Monomolekulárishoz...... Enciklopédiai szótár

kémiai reakciósebesség állandó- a folyamat során reakcióba lépő vagy képződő anyag mennyiségének (koncentrációjának) változása egységnyi idő alatt adott hőmérsékleten, és az összes komponens koncentrációja egyenértékű: d[A]/dt =… … Enciklopédiai Kohászati ​​Szótár

Chem. reakció, fő kinetikája. jellegzetes; együttható arányosság kinetikában. egyenlet, amely összeköti a reakció sebességét a reaktánsok koncentrációjával és azok sztöchiometriájával. együtthatók. Monomolekuláris reakciókhoz K. s. dimenziója van... Természettudomány. Enciklopédiai szótár

A CH 3 I + Cl - reakció relatív sebességi állandói különböző oldószerekben 25 °C-on (Parker szerint)- Oldószer Relatív sebességi állandó CH3OH 1 HCONH2 12,5 HCONHCH3 … Kémiai kézikönyv

Rendszerek. De ez az érték nem tükrözi a reakció bekövetkezésének valós lehetőségét, annak sebességés mechanizmus.

Egy kémiai reakció teljes megértéséhez ismernie kell, hogy milyen időbeli mintázatok léteznek a végrehajtása során, pl. kémiai reakció sebességeés részletes mechanizmusa. Tanulmányozza a reakció sebességét és mechanizmusát kémiai kinetika- a kémiai folyamatok tudománya.

A kémiai kinetika szempontjából a reakciók osztályozhatók egyszerűvé és összetetté.

Egyszerű reakciók– közbenső vegyületek képződése nélkül lezajló folyamatok. A benne részt vevő részecskék száma szerint felosztják őket monomolekuláris, bimolekuláris, trimolekuláris. 3-nál több részecske ütközése nem valószínű, ezért a trimolekuláris reakciók meglehetősen ritkák, a négymolekuláris reakciók pedig ismeretlenek. Komplex reakciók– több elemi reakcióból álló folyamatok.

Bármely folyamat a velejáró sebességgel megy végbe, amelyet egy bizonyos idő alatt bekövetkező változások határozhatnak meg. Átlagos kémiai reakció sebessége anyagmennyiség változtatásával fejezzük ki n elfogyasztott vagy kapott anyag térfogategységenként V egységnyi idő alatt t.

υ = ± dn/ dt· V

Ha egy anyagot fogyasztunk, akkor „-” jelet teszünk, ha felhalmozódik, akkor „+” jelet teszünk.

Állandó hangerőn:

υ = ± dC/ dt,

Reakciósebesség mértékegysége mol/l s

Általában a υ egy állandó érték, és nem függ attól, hogy a reakcióban melyik anyagot figyeljük.

A reagens vagy termék koncentrációjának a reakcióidőtől való függését a forma mutatja be kinetikai görbe, ami így néz ki:

Kényelmesebb a υ-t kísérleti adatokból kiszámítani, ha a fenti kifejezéseket a következő kifejezéssé alakítjuk:

A tömeg cselekvés törvénye. A reakció sorrendje és sebességi állandója

Az egyik készítmény tömegcselekvés törvényeígy hangzik: Az elemi homogén kémiai reakció sebessége egyenesen arányos a reaktánsok koncentrációjának szorzatával.

Ha a vizsgált folyamat a következő formában van ábrázolva:

a A + b B = termékek

akkor egy kémiai reakció sebessége kifejezhető kinetikai egyenlet:

υ = k [A] a [B] b vagy

υ = k·C a A ·C b B

Itt [ A] És [B] (C A ÉsC B) - a reagensek koncentrációi,

a ésb– egy egyszerű reakció sztöchiometrikus együtthatói,

k– reakciósebesség állandó.

A mennyiség kémiai jelentése k- Ezt reakciósebesség egyszeri koncentrációban. Vagyis ha az A és B anyagok koncentrációja 1, akkor υ = k.

Figyelembe kell venni, hogy összetett kémiai folyamatokban az együtthatók a ésb nem esnek egybe a sztöchiometrikusakkal.

A tömeghatás törvénye akkor teljesül, ha több feltétel teljesül:

• A reakciót termikusan aktiváljuk, azaz. hőmozgás energiája.
• A reagensek koncentrációja egyenletesen oszlik el.
• A folyamat során a környezet tulajdonságai és feltételei nem változnak.
• A környezet tulajdonságai nem befolyásolhatják k.

Összetett folyamatokhoz tömegcselekvés törvénye nem alkalmazható. Ez azzal magyarázható, hogy egy összetett folyamat több elemi szakaszból áll, és sebességét nem az összes szakasz teljes sebessége fogja meghatározni, hanem csak egy leglassabb szakasz, amely az ún. korlátozó.

Minden reakciónak megvan a sajátja rendelés. Határozza meg magán (rész)rendelés reagenssel és általános (teljes) rend. Például egy folyamat kémiai reakciójának sebességének kifejezésében

a A + b B = termékek

υ = k·[ A] a·[ B] b

a– sorrend reagens szerint A

b — sorrendben reagenssel IN

Általános eljárás a + b = n

Mert egyszerű folyamatok a reakciósorrend a reagáló fajták számát jelzi (egybeesik a sztöchiometrikus együtthatókkal), és egész értékeket vesz fel. Mert összetett folyamatok a reakció sorrendje nem esik egybe a sztöchiometrikus együtthatókkal, és bármilyen lehet.

Határozzuk meg a kémiai reakció sebességét υ befolyásoló tényezőket!

1. A reakciósebesség függése a reagensek koncentrációjától

   a tömeghatás törvénye határozza meg: υ = k[ A] a·[ B] b

Nyilvánvaló, hogy a reagensek növekvő koncentrációjával υ növekszik, mert nő a kémiai folyamatban részt vevő anyagok közötti ütközések száma. Sőt, fontos figyelembe venni a reakció sorrendjét: ha az n=1 bizonyos reagensek esetén annak sebessége egyenesen arányos ennek az anyagnak a koncentrációjával. Ha bármilyen reagensre n=2, akkor koncentrációjának megkétszerezése a reakciósebesség 2 2 = 4-szeres növekedéséhez vezet, a koncentráció 3-szoros növelése pedig 3 2 = 9-szeresére gyorsítja a reakciót.

A kémiai reakció elemi aktusa a reagáló részecskék ütközésének pillanatában következik be. A reagensek koncentrációjának növekedése a térfogatban lévő részecskék számának növekedésének felel meg, ami gyakoribb ütközésekhez és ennek következtében a reakciósebesség növekedéséhez vezet. A reakciósebesség koncentrációtól való mennyiségi függését a kémiai kinetika alapfeltevése, az ún. tömegcselekvés törvénye.

Egy egyszerű homogén reakció sebessége állandó hőmérsékleten arányos a reagensek sztöchiometrikus együtthatóival számszerűen egyenlő hatványokra emelt koncentrációk szorzatával.

Ahol AÉs b- a reagensek sztöchiometrikus együtthatói; c(A) és c(B) a reagensek moláris koncentrációi; k- reakciósebesség állandó.

Ez a reakciósebesség-kifejezés csak egy egyszerű reakció kinetikai egyenlete.

A reakciósebesség állandó a reakció egyéni jellemzője. A reakciósebesség állandó értéke a reagensek természetétől, a rendszer hőmérsékletétől és a benne lévő katalizátor jelenlététől függ. Jelentése k adott reakciókörülmények esetében nem függ a reagensek koncentrációjától, ezért a sebességi állandó változatlan marad a reakció során, és alapvető kinetikai paramétere.

A reakciósebesség állandó értéke számszerűen megegyezik a reakciósebességgel 1 mol/l reagenskoncentrációnál.

A reakciósebesség állandó csak kísérleti úton határozható meg e reakció kinetikáját tanulmányozva és a kapott adatok alapján kinetikai egyenletét összeállítva.

Az egyes reakciók kinetikai egyenletét kísérleti úton határozzuk meg, mivel a reakció kémiai egyenletének alakjából nem jósolható meg. Ezért először állandó hőmérsékleten kísérleti úton állapítják meg a reakciósebesség függését az egyes reagensek koncentrációjától, míg az összes többi reagens koncentrációjának állandónak kell maradnia, amit általában a reakcióközegben való nagy feleslegük biztosít. A kérdéses reagens koncentrációjának bármikori meghatározásához használja a következő módszereket: titrálás (8.3.2. szakasz), potenciometria (25.6. szakasz), konduktometria (24.5. szakasz), kromatográfia (26.7. szakasz) vagy egyéb módszerek, amelyek közül választhat hogy az ezzel a módszerrel mért jellemző értéke egyértelműen ennek a reagensnek a koncentrációjától függött. A kapott kísérleti adatok alapján kinetikai egyenletet állítunk fel a vizsgált reakcióra:

Ahol n Aés n b- az A és B reagensek reakcióinak sorrendje.

Reakciók sorrendje reagensenkéntegyenlő azzal a kitevővel, amelyre egy adott reagens koncentrációját fel kell emelni egy komplex reakció kinetikai egyenletében úgy, hogy az ebből az egyenletből számított sebesség egyenlő legyen a kísérletileg megállapított sebességgel.

Így a reakció reagenshez viszonyított sorrendje egy adott reakció kinetikai paramétere, a sebességi állandóval együtt.

A reakció sorrendje a reagenshez képest nem függ a reakcióegyenletben szereplő sztöchiometrikus együtthatóktól, hanem annak mechanizmusa határozza meg. Ha az egyes reagensek reakciósorrendjei egybeesnek a reakció kémiai egyenletében szereplő sztöchiometrikus együtthatókkal, ez általában azt jelenti, hogy a vizsgált reakció egyszerű.

A reakcióegyenletben szereplő reakció sorrendje és sztöchiometrikus együtthatója közötti eltérés a reakció összetettségét és többlépcsős jellegét jelzi. Egy ilyen reakció mechanizmusáról fogalmat alkothatunk, ha feltételezzük, hogy sebességét főként a leglassabb, azaz korlátozó szakasz sebessége határozza meg. Ebben az esetben a kísérleti adatokból kapott kinetikai egyenlet elsősorban a korlátozó szakasz lefolyását tükrözi, és nem a teljes folyamatot.

Tekintsük a nitrogén-monoxid termikus bomlásának reakcióját (V):

A kísérleti adatok azonban azt mutatják, hogy ennek a reakciónak a sebessége nem a második, hanem a nitrogén-monoxid koncentrációjának első hatványával (V) arányos, és valójában a kinetikai egyenlete a következő:

Ez lehetővé teszi a következő reakciómechanizmus feltételezését, amely két olyan szakaszt foglal magában, amelyek előfordulási sebessége élesen különbözik egymástól:

Csak ha az első szakasz sebessége összehasonlíthatatlanul kisebb, mint a második, akkor lesz teljes egyezés a kísérletileg kapott kinetikai adatokkal, amelyeket a kinetikai egyenlet tükröz, ahol az N2O5-ben a reakció sorrendje 1.

Rizs. 5.2. A reakció sorrendjének meghatározása n A az A komponens szerint

A reakciósebesség állandó értékeinek kísérleti meghatározása k)és reakciósorrend az A reagenshez (n A) meg kell vizsgálni e reakció sebességének az A reagens koncentrációjától való függését, feltéve, hogy a reakcióelegyben lévő többi reagens koncentrációja olyan nagy, hogy gyakorlatilag nem változik a kísérlet során. Ekkor a vizsgált reakció kinetikai egyenlete a következő lesz:

Ennek a kifejezésnek a logaritmusának felvétele után megkapjuk az egyenletet

amely grafikusan kifejezve egy egyenes alakú, amelynek dőlésszögének érintője a log c(A) tengelyhez egyenlő a reakció sorrendjével p A(5.2. ábra). Az lg y tengelyen ezzel az egyenessel levágott szakasz, ha lg c(A) = 0, az lg értéket adja k. Következésképpen a kísérleti adatok ilyen feldolgozásával meg lehet határozni a reakció legfontosabb kinetikai paramétereinek értékeit - a reakció sorrendjét a reagenshez képest és a reakció sebességi állandóját.

A reagensek koncentrációjának változásának kinetikai görbéi két egymást követő reakciónál, ha a reakciósebesség állandó k1És k2 nem sokban különböznek egymástól, összetett megjelenésűek (5.3. ábra). Kinetikus görbe A az A kiindulási anyag koncentrációjának monoton csökkenésének felel meg.

A B köztes anyag koncentrációja átmegy egy maximumon, mivel először felhalmozódik, majd eltűnik. Ennek a maximális Cl;(B) magassága és az eléréséhez szükséges idő (tl,) nagyon eltérő lehet az állandók értékeinek arányától függően k1És k2. Görbe D jellemzi a D reakciótermék felhalmozódását.

Rizs. 5.3. Az A, B és D komponensek koncentrációjának változásának kinetikai görbéi a jelzett transzformációhoz

Az ilyen összetett reakciók kinetikájának pontos elemzéséhez differenciálegyenlet-rendszer megoldása szükséges.

Általános kémia: tankönyv / A. V. Zholnin; szerkesztette V. A. Popkova, A. V. Zsolna. - 2012. - 400 pp.: ill.

2. fejezet A KÉMIAI REAKCIÓKINETIKA ALAPJAI

2. fejezet A KÉMIAI REAKCIÓKINETIKA ALAPJAI

A légzés és az égés közötti különbség csak a folyamat sebességében van.

A.-L. Lavoisier

2.1. KÉMIAI KINETIKA. A KÉMIAI KINETIKA TÁRGYA ÉS ALAPVETŐ FOGALMAI. REAKCIÓSEBESSÉG

A folyamat irányát, mélységét és alapvető lehetőségét a szabadenergia változásának nagysága alapján ítéljük meg (ΔG ≤0). Ez az érték azonban nem jelzi a reakció valós lehetőségét ilyen körülmények között.

Például a dinitrogén-oxid és az oxigén közötti reakció szobahőmérsékleten azonnal megtörténik:

Ugyanakkor 2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (l), Δ °G= -286,8 kJ/mol - normál körülmények között a szabadenergia lényegesen nagyobb csökkenésével jellemezhető reakció, de 700 °C-on vagy katalizátor jelenlétében a folyamat azonnal lezajlik. Ebből következően a termodinamika nem ad választ a folyamat körülményeinek és sebességének kérdésére. Ez rávilágít a termodinamikai megközelítés korlátaira. Egy kémiai reakció leírásához ismerni kell az időbeli előfordulásának mintázatait is, amelyeket a kinetika vizsgál.

A kinetika a kémia egyik ága, amely a kémiai reakciók sebességét, mechanizmusát és a különféle tényezők hatását vizsgálja.

Attól függően, hogy a reakciókomponensek egy vagy több fázisúak, megkülönböztetjük a homogén és heterogén reakciók kinetikáját. A mechanizmus szerint a reakciókat egyszerű és összetett reakciókra osztják, ezért megkülönböztetik az egyszerű és összetett reakciók kinetikáját.

A reakciókinetika alapfogalma az kémiai reakció sebessége. A kémiai reakciók sebességének meghatározása biológiai és gazdasági jelentőséggel bír.

A kémiai reakció sebességét az egységnyi idő alatt, egységnyi térfogatban reagált anyag mennyisége határozza meg (homogén reakciók esetén, amikor a reagensek azonos fázisban vannak) vagy egység interfészenként(heterogén reakciók esetén, amikor a reagensek különböző fázisban vannak).

A reakciósebességet bármely kezdeti vagy végső reakciótermék koncentrációjának változása jellemzi az idő függvényében. A reakciósebesség (v) koncentrációtól való függését leíró egyenlet (Vel) reagenseket nevezzük kinetikus. A reakciósebességet gyakran mol/l-ben, biokémiában mg/100 ml-s-ban vagy tömeghányadban, %/100 ml-s-ban fejezik ki. Megkülönböztetik az átlagos reakciósebességet egy időintervallumban és a valódi reakciósebességet egy bizonyos időpontban. Ha az időintervallumban t 1És t 2 az egyik kiindulási anyag vagy reakciótermék koncentrációja c 1, illetve c 2, majd az átlagos reakciósebesség (v) az időintervallumban t 1És t 2 kifejezhető:

Mivel ebben az esetben a kiindulási anyag koncentrációjának csökkenéséről beszélünk, pl. az anyag koncentrációjának változását ebben az esetben mínuszjellel (-) vesszük. Ha a reakciósebességet az egyik reakciótermék koncentrációjának változásával (növekedésével) értékeljük, akkor pluszjellel (+):

A (2.2) egyenlet segítségével meghatározzuk átlagsebesség kémiai reakció. Valódi (pillanatnyi) sebesség a reakciókat grafikusan határozzuk meg. Készítse el a kiindulási anyag vagy reakciótermék (Ca) koncentrációjának grafikonját az idő függvényében (t) - a reakció Ca kinetikai görbéjét - f(t) nemlineáris folyamathoz (2.1. ábra).

Minden időpontban (pl. t 1) a valódi reakciósebesség megegyezik a kinetikai görbe érintőjének az adott időpontnak megfelelő pontjában lévő érintőjével. A grafikon szerint a pillanatnyi reakciósebességet a következő képlet segítségével számítjuk ki:

A biokémiában az enzimatikus reakciók kinetikájának leírására használják. Michaelis-Menten egyenlet, amely egy enzim által katalizált reakciósebesség függését mutatja a szubsztrát és az enzim koncentrációjától. A legegyszerűbb kinetikai séma, amelyre a Michaelis-egyenlet érvényes: E+ S↔ES→E+ P:

Rizs. 2.1. Kinetikus görbe

Ahol Vm- maximális reakciósebesség; Km a Michaelis-állandó, egyenlő azzal a szubsztrát-koncentrációval, amelynél a reakciósebesség a maximum fele; S- szubsztrát koncentráció.

A kémiai reakció sebességének tanulmányozása lehetővé teszi, hogy információt szerezzünk a reakció mechanizmusáról. A reakció sebessége a koncentráláson kívül a reagensek jellegétől, a külső körülményektől és a katalizátor jelenlététől is függ.

2.2. MOLEKULARITÁS ÉS A REAKCIÓREND. FELEZÉSI IDŐ

A kinetikában a kémiai reakciók molekularitásukban és reakciórendjükben különböznek egymástól. A reakció molekularitása a kémiai átalakulás elemi aktusában egyidejűleg részt vevő részecskék (atomok, molekulák vagy ionok) száma határozza meg. Egy, két vagy három molekula részt vehet egy elemi reakcióban. Nagyon kicsi annak a valószínűsége, hogy több részecske ütközik. E tulajdonság alapján megkülönböztetünk monomolekuláris, bimolekuláris és trimolekuláris reakciókat. Kísérletileg egy reakció molekulárissága a sztöchiometrikus egyenlet szerint csak az egy szakaszban lezajló elemi (egyszerű) reakciókra határozható meg. A legtöbb ilyen reakcióhoz nagy aktiválási energiára van szükség (150-450 kJ/mol).

A legtöbb reakció összetett. Az összetett reakciót alkotó elemi szakaszok halmazát ún reakció mechanizmus

ciók. Ezért a reakciókinetika jellemzésére bevezetjük a fogalmat reakció sorrend, amelyet a sztöchiometrikus egyenlet határoz meg.

A (2.5) reakcióegyenletben szereplő összes kiindulási anyag sztöchiometrikus paramétereinek összege (a+ b), meghatározza a reakció általános sorrendjét. Azt az indikátort, amellyel egy adott reagens bekerül az egyenletbe, az anyag reakciósorrendjének (részleges reakciórendnek) nevezzük, például indikátor A- reakciósorrend az A anyagra, b- B anyagra. A reakció sorrendje és molekulárissága csak egyszerű reakcióknál azonos. A reakció sorrendjét azok az anyagok határozzák meg, amelyek befolyásolják a reakció sebességét.

A monomolekuláris reakciók közé tartoznak a bomlási és izomerizációs reakciók.

Azokat a reakciókat, amelyek sebességi egyenlete tartalmazza az egyik reagens koncentrációját az első hatványra, elsőrendű reakcióknak nevezzük.

A kinetikai egyenletbe azok az anyagok tartoznak, amelyek koncentrációja a reakció során megváltozik. A jelentős feleslegben lévő anyagok koncentrációja a reakció során nem változik.

A nátrium-karbonát hidrolízisreakciójában a víz jelentős feleslegben van jelen, és nem szerepel a kinetikai egyenletben.

Heterogén rendszerekben a határfelületen részecskeütközések lépnek fel, így a szilárd fázis tömege nem befolyásolja a reakciósebességet, ezért nem veszik figyelembe a reakciósebesség kifejezésénél.

A bimolekuláris reakciók közé tartoznak a dimerizációs reakciók és a szubsztitúciós reakciók, amelyek a szakaszon keresztül mennek végbe aktivált komplex.

Másodrendű reakcióknak nevezzük azokat a reakciókat, amelyek sebessége arányos két anyag koncentrációjának első hatványával vagy egy anyag koncentrációjának négyzetével.

A trimolekuláris reakciók ritkák, a négymolekuláris reakciók pedig ismeretlenek.

A biokémiai folyamatok között harmadrendű reakciók nem fordulnak elő.

Azokat a reakciókat, amelyek sebessége nem függ a kiindulási anyagok koncentrációjától, nulladrendű reakcióknak nevezzük (v = k).

A nulladrendű reakciók példái a katalitikus reakciók, amelyek sebessége csak a katalizátor koncentrációjától függ. Az ilyen reakciók speciális esetei az enzimes reakciók.

A biokémiai folyamatokban általában több reagens (szubsztrát, koenzim, kofaktor) vesz részt. Néha nem mindegyik ismert. Ezért a folyamat előrehaladását egy anyag alapján ítélik meg. Ebben az esetben a reakciók időbeli lefolyásának mennyiségi jellemzője az felezési idő (idő) reagens - az az idő, amely alatt a kiindulási anyag mennyisége vagy koncentrációja felére csökken (50%-kal), vagy a reakciótermékek fele keletkezik. Különösen a radionuklidok bomlását jellemzik így, mivel felezési idejük nem függ a kezdeti mennyiségtől.

A reakció felezési idejének a kezdeti koncentrációtól való függését elemezve meghatározható a reakció sorrendje (Ostwald-Noyes módszer). A felezési idő állandósága (adott hőmérsékleten) számos bomlási reakcióra és általában az elsőrendű reakciókra jellemző. A reagens koncentrációjának növekedésével a félkonverziós periódus a másodrendű reakcióknál csökken, a nulladrendű reakcióknál pedig nő.

2.3. REAKCIÓSEBESSÉG ÁLLANDÓ, MEGHATÁROZÁSA. A CSELEKVŐ TÖMEGEK TÖRVÉNYE

A homogén reakciók sebessége attól függ, hogy egységnyi térfogatban hány alkalommal találkoznak a reagáló részecskék. A kölcsönható részecskék ütközésének valószínűsége arányos a reagáló anyagok koncentrációjának szorzatával. Így a reakciósebesség egyenesen arányos a reagáló anyagok koncentrációinak szorzatával, a reakcióegyenletben szereplő megfelelő anyagok sztöchiometrikus együtthatóival egyenlő hatványokban. Ezt a mintát hívják tömegcselekvés törvénye(kémiai reakciósebesség törvénye), amely az

a kémiai kinetika alaptörvénye. A tömeges cselekvés törvényét K. Guldberg és P. Vahe norvég tudósok alkották meg 1867-ben.

Például egy általános formában, a séma szerint lezajló reakcióhoz

a kinetikai egyenlet érvényes lesz:

Ahol v- a kémiai reakció sebessége; A-valÉs B-vel- anyagok koncentrációja AÉs IN[mol/l]; v aÉs v b- a reagensek rendelési mutatói Aés B; k- kémiai reakció sebességi állandója - olyan együttható, amely nem függ a reagensek koncentrációjától.

A kémiai reakció sebességi állandója k) egy kémiai reakció sebességét jelenti olyan körülmények között, ahol a reaktánsok koncentrációjának szorzata 1 mol/l. Ebben az esetben v = k.

Például, ha a reakcióban H 2 (g) + I 2 (g) = 2HI (g) c(H 2) és c(I 2) egyenlő 1 mol/l, vagy ha c(H 2) egyenlő 2 mol/l-re, és c(I 2) 0,5 mol/l-re, majd v= k.

Az egyensúlyi állandó egységeit a reakció sztöchiometriája határozza meg. Helytelen a különböző rendű reakciók sebességi állandóit egymással összehasonlítani, mivel ezek különböző mennyiségek, eltérő jelentéssel és eltérő méretekkel.

2.4. A KÉMIAI REAKCIÓK MECHANIZMUSA. A KOMPLEX REAKCIÓK OSZTÁLYOZÁSA

A reakciómechanizmus figyelembe veszi az egyes részecskék minden olyan ütközését, amely egyszerre vagy egymás után következik be. A mechanizmus részletes sztöchiometrikus képet ad az egyes reakciólépésekről, pl. a mechanizmus megértése az egyes reakciólépések molekulárisságának megállapítását jelenti. A kémiai reakciók mechanizmusának tanulmányozása nagyon nehéz feladat. Hiszen nem végezhetünk közvetlen megfigyeléseket a molekulák kölcsönhatásának előrehaladásáról. A kapott eredmények néha az edény méretétől és alakjától függenek. Egyes esetekben ugyanazok az eredmények különböző mechanizmusokkal magyarázhatók.

A hidrogéngáz reakcióját jóddal H 2 (g) + I 2 (g) = 2HI (g) a második bimolekuláris reakció klasszikus példájának tekintették.

megrendelésére, de 1967-ben N.N. Semenov, G. Eyring és J. Sullivan kimutatta, hogy összetett és 3 elemi reakcióból áll: I 2 = 2I; 2I = 12; 2I + H2 = 2HI. Noha a reakció formálisan trimolekulárisnak minősíthető, sebességét egy kinetikai egyenlet írja le, amely a másodrendű reakcióegyenletre emlékeztet:

Az összetett reakciókban a molekularitás és a reakció sorrendje általában nem esik egybe. A reakció szokatlan - töredékes vagy negatív - sorrendje egyértelműen jelzi annak összetett mechanizmusát.

A szén-monoxid oxigénnel történő oxidációjának kinetikai egyenlete 2CO (g) + O 2 (g) = CO 2 (g) negatív (mínusz első) sorrendű a CO-hoz képest:

A szén-monoxid koncentrációjának növekedésével a reakció sebessége csökken.

A reakció mechanizmusa szerint a reakciókat több típusra oszthatjuk.

Következetes reakciók komplex reakcióknak nevezzük, amelyek mindegyikében az első elemi szakasz szorzata (X 1) reagál a második szakasz szorzatával, a második szakasz szorzata (X 2) a harmadikba stb. termék keletkezik:

Ahol S- szubsztrát (kezdeti reagens); k 1, k 2, k 3 ... - sebességi állandó 1, 2 stb. reakció szakaszai; P- végtermék.

Az egymást követő reakciók szakaszai különböző sebességgel mennek végbe. Azt a fokozatot, amelynek sebességi állandója minimális, korlátozónak nevezzük. Meghatározza a reakció egészének kinetikai mintázatát. A köztes szakaszokban keletkezett anyagokat ún köztes termékek vagy köztes termékek, amelyek a következő szakaszok szubsztrátjai. Ha egy köztitermék lassan képződik és gyorsan lebomlik, akkor koncentrációja sokáig nem változik. Szinte minden anyagcsere-folyamat szekvenciális reakció (például glükóz-anyagcsere).

Párhuzamos reakciók olyan reakciók, amelyekben ugyanazok a kiindulási reagensek vannak, és amelyek különböző termékeknek felelnek meg. VEL A párhuzamos reakciók sebessége megegyezik az egyes reakciók sebességének összegével. Ez a szabály vonatkozik a bimolekuláris párhuzamos kémiai reakciókra is.

Soros-párhuzamos reakciók Olyan reakcióknak nevezzük, amelyeknek azonos kezdeti reagensei vannak, és amelyek két vagy több reakcióút (mechanizmus) mentén reagálhatnak, beleértve a különböző számú köztes szakaszt is. Ez az eset áll a jelenség hátterében katalízis, amikor az egyik útvonal köztiterméke megnöveli a többi útvonal sebességét.

Versengő reakciókösszetett reakcióknak nevezzük, amelyekben ugyanaz az anyag A egyidejűleg kölcsönhatásba lép egy vagy több reagenssel B 1, B 2 stb., részt vesz az egyidejűleg fellépő reakciókban: A+ B1 → X1; A+ B 2 → X 2. Ezek a reakciók egymással versengenek a reagensért A.

Konjugált reakciók olyan összetett reakciók, amelyekben az egyik reakció csak egy másik jelenlétében megy végbe. A kapcsolt reakciókban a köztes anyag az elsődleges és a másodlagos folyamatok közötti kapocsként szolgál, és meghatározza mindkettő előfordulását.

Az élő sejtnek energiára van szüksége a létezéshez. Az élő szervezetek univerzális energiaforrása az adenozin-trifoszforsav (ATP). Ez a vegyület energiaakkumulátorként működik, hiszen amikor kölcsönhatásba lép a vízzel, pl. hidrolízis során adenozin-difoszforsav (ADP) és foszforsav (P) képződik, és energia szabadul fel. Ezért hívják ATP-nek makroerg vegyület, a hidrolízise során felszakadó P-O-P kötés pedig nagy energiájú. Makroerg kapcsolat

egy kémiai kötés, amely egy hidrolízis reakció eredményeként felszakadva jelentős energia szabadul fel: Mint ismeretes, bármilyen kapcsolat megszakítása (beleértve a nagy energiájúakat is) mindig energiaráfordítást igényel. ATP hidrolízis esetén a foszfátcsoportok közötti kötés felszakítási folyamata mellett, amelyre Δ G

>0, a hidrolízis során keletkező termékek hidratációs, izomerizációs és semlegesítési folyamatai mennek végbe. Mindezen folyamatok eredményeként a Gibbs-energia teljes változása negatív

jelentése. Következésképpen nem a kötés felszakadása a makroergikus, hanem a hidrolízisének energetikai eredménye.<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:

Azonban ennek a reakciónak az ATP hidrolízis exergonikus reakciójával való összekapcsolása, amelyet egy közös intermedier glükóz-1-foszfát képződés kísér, ahhoz a tényhez vezet, hogy az egész folyamat ∑ΔG-t tartalmaz.<0:

Láncreakciók kémiai és nukleáris reakciók, amelyekben egy aktív részecske (a kémiai folyamatokban egy szabad gyök vagy atom, a nukleáris folyamatokban egy neutron) megjelenése inaktív molekulák vagy atommagok nagyszámú, egymást követő átalakulását okozza (lánc). A láncreakciók gyakoriak a kémiában. Számos fotokémiai reakció, oxidációs folyamat (égés, robbanás), polimerizáció és repedés megy végbe láncmechanizmuson keresztül. A láncreakciók elméletét H.H. akadémikus dolgozta ki. Semenov, S.N. Hinshelwood (Anglia) és mások A láncreakciók fő szakaszai: eredet (iniciáció), folytatás (elongáció) és láncvégződés (befejezés). A láncreakcióknak két típusa van: el nem ágazó és elágazó láncú reakciók. A láncreakciók sajátossága, hogy egy elsődleges aktiválási aktus a kiindulási anyagok hatalmas számú molekulájának átalakulásához vezet. A szabad gyökök oxidációjának biokémiai reakciói láncreakciók.

Periodikus (önoszcillációs) reakciókösszetett, többlépcsős autokatalitikus reakciók, amelyekben több anyag vesz részt, amelyekben az oxidált és redukált formák koncentrációjának periodikus ingadozása következik be. A B.P. által felfedezett oszcillációs reakciók. Belousov, tanulmányait A.M. Zhabotinsky és mások A rezgések gyakorisága és alakja a kiindulási anyagok, savak koncentrációjától függ

ség, hőmérséklet. Ilyen reakciók például a bróm-malonsav és a kálium-bromát kölcsönhatása savas környezetben, ahol a katalizátor cérium(III)-só. A periodikus reakciók nagy jelentőséggel bírnak a biológiai objektumok esetében, ahol az ilyen jellegű reakciók széles körben elterjedtek.

Szilárd fázisú égési reakciók(az önszaporodó magas hőmérsékletű szintézis reakciói, SHS) 1967-ben fedezték fel a Szovjetunió Tudományos Akadémia Kémiai Fizikai Intézetében A.G. Merzhanov és I.G. Borovinszkaja. Az SHS módszer lényege, hogy a reagensek kölcsönhatási reakciójának lokális megindulása után az égési reakció eleje a forró termékekről a kiindulási anyagok felé történő hőátadás következtében spontán módon szétterül a rendszerben, megindítva a kölcsönhatási reakció bekövetkezését őket. Így létrejön az égési folyamat, amely a reakció oka és következménye is egyben. Az SHS-reakciók mechanizmusa meglehetősen összetett, és magában foglalja a folyamatokat reakció diffúzió. A „reakciódiffúzió” kifejezés olyan jelenségek összességét definiálja, amelyek két kémiailag különböző komponens kölcsönhatása során lépnek fel, és amelyek képesek kémiai vegyületeket képezni szilárd fázisok formájában. A kémiai kölcsönhatás termékei egy folytonos réteget alkotnak, amely szerkezetében eltér az eredeti komponensektől, de nem zavarja a további kölcsönhatást.

2.5. AZ AKTÍV ÜTKÖZÉSEK ELMÉLETE. AKTIVÁCIÓS ENERGIA. A REAKCIÓSEBESSÉG FÜGGÉSE A REAGÁLÓ ANYAGOKTÓL ÉS A HŐMÉRSÉKLETTŐL

Ahhoz, hogy egy elemi kémiai kölcsönhatás létrejöhessen, a reagáló részecskéknek ütközniük kell egymással. Azonban nem minden ütközés eredményez kémiai reakciót. Ez utóbbi akkor következik be, amikor a részecskék olyan távolságokat közelítenek meg, amelyeknél az elektronsűrűség újraeloszlása ​​és új kémiai kötések kialakulása lehetséges. A kölcsönhatásban lévő részecskéknek elegendő energiával kell rendelkezniük ahhoz, hogy legyőzzék az elektronhéjaik között fellépő taszító erőket.

Átmeneti állapot- a rendszer olyan állapota, amelyben a kapcsolatok rombolása és létrehozása egyensúlyban van. Átmeneti állapotban a rendszer

rövid (10 -15 s) ideig található. A rendszer átmeneti állapotba hozásához szükséges energiát ún aktiválási energia. A többlépéses, több átmeneti állapotot tartalmazó reakciókban az aktiválási energia a legmagasabb energiaértéknek felel meg. Az átmeneti állapot leküzdése után a molekulák a régi kötések tönkremenetelével és újak kialakulásával, illetve az eredeti kötések átalakulásával ismét szétszóródnak. Mindkét lehetőség lehetséges, mivel az energia felszabadulásával történik. Vannak olyan anyagok, amelyek csökkenthetik az adott reakció aktiválási energiáját.

Az aktív A 2 és B 2 molekulák ütközéskor intermedier aktív A 2 ... B 2 komplexmé egyesülnek az A-A és B-B kötések gyengülésével, majd megszakadásával és az A-B kötések megerősödésével.

A HI-képződéshez szükséges reakció „aktiválási energiája” (168 kJ/mol) lényegesen kisebb, mint a kezdeti H 2 és I 2 molekulák kötésének teljes megszakításához szükséges energia (571 kJ/mol). Ezért a reakcióút a képződményen keresztül aktív (aktivált) komplex energetikailag kedvezőbb, mint az eredeti molekulák kötéseinek teljes felszakadásán keresztül vezető út. A reakciók túlnyomó többsége közbenső aktív komplexek képződésén keresztül megy végbe. Az aktív komplex elméletének alapelveit G. Eyring és M. Polyani dolgozta ki a 20. század 30-as éveiben.

Aktiválási energia A részecskék többlet kinetikus energiáját jelenti az ütköző részecskék kémiai átalakulásához szükséges átlagos energiához viszonyítva. A reakciókat különböző aktiválási energiák (Ea) jellemzik. Mint ismeretes, bármilyen kapcsolat megszakítása (beleértve a nagy energiájúakat is) mindig energiaráfordítást igényel. ATP hidrolízis esetén a foszfátcsoportok közötti kötés felszakítási folyamata mellett, amelyre Δ<0) практически всегда не протекают

A legtöbb esetben a semleges molekulák közötti kémiai reakciók aktiválási energiája 80-240 kJ/mol. A biokémiai folyamatok esetében az E a értéke gyakran alacsonyabb - akár 20 kJ/mol. Ez azzal magyarázható, hogy a biokémiai folyamatok túlnyomó többsége az enzim-szubsztrát komplexek szakaszán megy végbe. Az energia akadályok korlátozzák a reakciót. Emiatt elvileg lehetséges reakciók (val

vagy lassítson. A 120 kJ/mol feletti aktiválási energiájú reakciók olyan lassúak, hogy előfordulásukat nehéz észrevenni. A reakció létrejöttéhez a molekuláknak meghatározott módon kell orientálódniuk, és elegendő energiával kell rendelkezniük, amikor ütköznek. A megfelelő ütközési orientáció valószínűségét az jellemziΔ aktiválási entrópia S a.

Az elektronsűrűség újraeloszlását az aktív komplexben elősegíti az a körülmény, amikor ütközéskor az A 2 és B 2 molekulák orientálódnak, amint az az ábrán látható. 2.2, a, míg az ábrán látható tájolással. 2.2, b, a reakció valószínűsége még sokkal kisebb - az ábrán. 2.2, c. Rizs. 2.2.

Az A 2 molekulák kedvező (a) és kedvezőtlen (b, c) orientációi

és B 2 ütközésben

Ahol k A sebesség és a reakció hőmérséklettől, aktiválási energiától és aktiválási entrópiától való függését jellemző egyenlet a következőképpen alakul: R- reakciósebesség-állandó; A első közelítéssel a molekulák közötti ütközések teljes száma egységnyi idő (másodperc) per egységnyi térfogat; e a természetes logaritmusok alapja; T- univerzális gázállandó; - abszolút hőmérséklet;- aktiválási energia; Δ S a- az aktiválási entrópia változása.

A (2.8) egyenletet Arrhenius vezette le 1889-ben. Az A preexponenciális tényező arányos a molekulák közötti, egységnyi idő alatt bekövetkező ütközések teljes számával. Mérete egybeesik a sebességi állandó méretével, ezért a reakció teljes sorrendjétől függ. A kitevő egyenlő az aktív ütközések arányával a teljes számukból, azaz. az ütköző molekuláknak elegendőnek kell lenniük

pontos kölcsönhatási energia. A kívánt tájolás valószínűsége az ütközés pillanatában arányos e ΔSa/R értékkel

A sebességre vonatkozó tömeghatás törvényének tárgyalásakor (2.6) konkrétan kimondták, hogy a sebességi állandó olyan állandó érték, amely nem függ a reaktánsok koncentrációjától. Feltételezték, hogy minden kémiai átalakulás állandó hőmérsékleten megy végbe. Ugyanakkor köztudott, hogy a kémiai átalakulás sebessége jelentősen változhat a hőmérséklet csökkenésével vagy emelkedésével. A tömeghatás törvénye szempontjából ez a sebességváltozás a sebességi állandó hőmérsékletfüggésének köszönhető, mivel a reaktánsok koncentrációja a folyadék hőtágulása vagy összenyomódása miatt csak kis mértékben változik.

A legismertebb tény az, hogy a reakciók sebessége a hőmérséklet emelkedésével nő. A sebesség ilyen típusú hőmérsékletfüggését normálnak nevezzük (2.3. ábra, a). Ez a fajta függőség minden egyszerű reakcióra jellemző.

Rizs. 2.3. A kémiai reakciók sebességének hőmérsékletfüggésének típusai: a - normál; b - kóros; c - enzimatikus

Ma már azonban jól ismertek a kémiai átalakulások, amelyek sebessége a hőmérséklet emelkedésével csökken. Példa erre a nitrogén(II)-oxid gázfázisú reakciója brómmal (2.3. ábra, b). A sebesség ilyen típusú hőmérséklet-függését anomáliának nevezik.

Az orvosok számára különösen érdekes az enzimatikus reakciók sebességének hőmérséklet-függése, i.e. enzimeket érintő reakciók. Szinte minden, a szervezetben fellépő reakció ebbe az osztályba tartozik. Például a hidrogén-peroxid lebontása során a kataláz enzim jelenlétében a bomlás sebessége a hőmérséklettől függ. A 273-320 °K tartományban a hőmérséklet-függés normális. A hőmérséklet növekedésével a sebesség nő, a hőmérséklet csökkenésével csökken. Amikor a hőmérséklet fölé emelkedik

320 °K-on a peroxid bomlási sebességének éles, rendellenes csökkenése figyelhető meg. Hasonló kép mutatkozik más enzimreakciók esetében is (2.3. ábra, c).

Az Arrhenius-egyenletből k egyértelmű, hogy mivel T a kitevőben a kémiai reakció sebessége nagyon érzékeny a hőmérséklet-változásokra. A homogén reakció sebességének a hőmérséklettől való függését a van’t Hoff-szabállyal fejezhetjük ki, amely szerint minden 10°-os hőmérséklet-emelkedésnél a reakciósebesség 2-4-szeresére nő; egy számot, amely megmutatja, hogy egy adott reakció sebessége hányszorosára növekszik a hőmérséklet 10°-os növekedésével reakciósebesség hőmérsékleti együtthatója- γ.

Ahol k- sebesség állandó hőmérsékleten t°C. γ értékének ismeretében kiszámítható a reakciósebesség változása a hőmérséklet változása esetén T 1 hogy T 2 képlet szerint:

Ahogy a hőmérséklet aritmetikai sorozatban növekszik, a sebesség geometriai sorozatban nő.

Például, ha γ = 2,9, akkor a hőmérséklet 100°-os emelésével a reakciósebesség 2,9-szeresére nő, azaz 10-szeresére. 40 ezerszer. Ettől a szabálytól való eltérések olyan biokémiai reakciók, amelyek sebessége a hőmérséklet enyhe emelkedésével tízszeresére nő. Ez a szabály csak durva közelítésre érvényes. A nagy molekulákat (fehérjéket) érintő reakciókat nagy hőmérsékleti együttható jellemzi. A fehérje (tojásalbumin) denaturálódási sebessége 50-szeresére nő a hőmérséklet 10 °C-os emelkedésével. Egy bizonyos maximum (50-60 °C) elérése után a reakciósebesség meredeken csökken a fehérje termikus denaturációja következtében.

Sok kémiai reakció esetében a sebességre vonatkozó tömeghatás törvénye ismeretlen. Ilyen esetekben a kifejezés használható az átváltási arány hőmérsékletfüggésének leírására:

Előkitevő És vele nem a hőmérséklettől, hanem a koncentrációtól függ. Mértékegysége mol/l s.

Az elméleti függés lehetővé teszi a sebesség előzetes kiszámítását bármely hőmérsékleten, ha ismert az aktiválási energia és az előexponenciális. Így megjósolható a hőmérséklet hatása a kémiai átalakulás sebességére.

2.6. REVERZÍV ÉS IRVERZIbilis reakciók. A KÉMIAI EGYENSÚLY ÁLLAPOTA. REAKCIÓ IZORMA EGYENLET

A kémiai reakció nem mindig „éri be a végét”, vagyis a kiindulási anyagok nem mindig alakulnak át teljesen reakciótermékekké. Ez azért fordul elő, mert a reakciótermékek felhalmozódásával a reakció ellentétes irányú lefolyásának feltételei teremthetők meg. Valóban, ha például ~200 °C hőmérsékleten jódgőzt keverünk hidrogénnel, akkor a reakció megy végbe: H 2 + I 2 = 2HI. Ismeretes azonban, hogy a hidrogén-jodid még 180 °C-ra melegítve is elkezd jódra és hidrogénre bomlani: 2HI = H 2 + I 2.

Azokat a kémiai reakciókat, amelyek azonos körülmények között ellentétes irányban is lezajlhatnak, nevezzük megfordítható. A reverzibilis reakciók egyenleteinek felírásakor az egyenlőségjel helyett két ellentétes irányú nyilat használunk. A balról jobbra lejátszódó reakciót ún közvetlen(előre irányuló reakciósebesség állandó k 1), jobbról balra - fordított(visszareakció sebesség állandó k 2).

A reverzibilis reakciókban a közvetlen reakció sebessége kezdetben maximális értékkel rendelkezik, majd a kiindulási anyagok koncentrációjának csökkenése miatt csökken. Ezzel szemben a kezdeti pillanatban a fordított reakciónak van egy minimális sebessége, amely a reakciótermékek koncentrációjának növekedésével nő. Végül eljön az a pillanat, amikor az előre és a fordított reakció sebessége egyenlővé válik. Azt az állapotot, amelyben a fordított reakció sebessége egyenlővé válik az előrehaladó reakció sebességével, nevezzük kémiai egyensúly.

A reverzibilis folyamatok kémiai egyensúlyi állapotát mennyiségileg jellemezzük egyensúlyi állandó. A kémiai egyensúlyi állapot elérésekor az előre és a fordított reakciók sebessége egyenlő (kinetikai állapot).

ahol K- egyensúlyi állandó, amely az előre és a fordított reakció sebességi állandóinak aránya.

Az egyenlet jobb oldalán a kölcsönható anyagok azon koncentrációi vannak, amelyek egyensúlyban vannak - egyensúlyi koncentrációk. Ez az egyenlet a kémiai egyensúlyi tömeghatás törvényének matematikai kifejezése. Külön meg kell jegyezni, hogy az ebben az egyenletben szereplő reakciósebesség tömeghatás törvényével ellentétben a kitevők a, b, d, f és stb. mindig egyenlőek az egyensúlyi reakció sztöchiometrikus együtthatóival.

Egy adott reakció egyensúlyi állandójának számértéke határozza meg a hozamát. Reakció kimenet a ténylegesen nyert termék mennyiségének aránya ahhoz a mennyiséghez, amelyet akkor kaptunk volna, ha a reakció befejeződött volna (általában százalékban kifejezve). Így K >>1-nél magas a reakcióhozam, és fordítva, K-n<<1 выход реакции очень мал.

Az egyensúlyi állandó összefügg szabványos Gibbs energia reakciók a következő arányokkal:

A (2.12) egyenlet segítségével egyensúlyi koncentrációkon keresztül meghatározhatjuk a reakció Gibbs-energiájának értékét:

Ezt az egyenletet ún kémiai reakció izoterma egyenlete. Lehetővé teszi a Gibbs-energia változásának kiszámítását a folyamat során és a reakció irányának meghatározását:

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

at ΔG = 0 - a reakció elérte az egyensúlyt (termodinamikai állapot);

ha ΔG >0, a reakció az ellenkező irányba megy végbe.

Fontos megérteni, hogy az egyensúlyi állandó nem függ az anyagok koncentrációjától. Az ellenkező állítás igaz: egyensúlyi állapotban maguk a koncentrációk olyan értéket vesznek fel, hogy szorzataik aránya a sztöchiometrikus együtthatók hatványaiban

egy adott hőmérsékleten állandó értéknek bizonyul. Ez az állítás megfelel a tömeghatás törvényének, és akár annak egyik megfogalmazásaként is használható.

Mint fentebb említettük, a reverzibilis reakciók nem fejeződnek be. Ha azonban egy reverzibilis reakció terméke elhagyja a reakciószférát, akkor a lényegében reverzibilis folyamat csaknem a végéhez közeledik. Ha egy reverzibilis reakcióban elektrolitok vesznek részt, és ennek a reakciónak az egyik terméke gyenge elektrolit, csapadék vagy gáz, akkor ebben az esetben a reakció is majdnem végbemegy. Visszafordíthatatlan reakciók Ezek olyan reakciók, amelyek termékei nem lépnek kölcsönhatásba egymással és nem képezik kiindulási anyagokat. A visszafordíthatatlan reakciók általában „végig érnek”, azaz. amíg a kiindulási anyagok közül legalább az egyik teljesen el nem fogy.

2.7. LE CHATELIER ELVE

A kémiai egyensúly állapota állandó külső feltételek mellett elméletileg korlátlan ideig fenntartható. A valóságban, amikor a hőmérséklet, a nyomás vagy a reagensek koncentrációja megváltozik, az egyensúly „eltolódhat” a folyamat egyik vagy másik oldalára.

A rendszerben külső hatások hatására bekövetkező változásokat a mozgó egyensúly elve határozza meg - Le Chatelier elve.

Az egyensúlyi állapotban lévő rendszerre gyakorolt ​​külső hatás ennek az egyensúlynak olyan irányba történő eltolódásához vezet, amelyben a hatás hatása gyengül.

A külső hatások három fő típusával – a koncentráció, a nyomás és a hőmérséklet változásával – kapcsolatban Le Chatelier elvét a következőképpen értelmezzük.

Ha az egyik reaktáns koncentrációja nő, az egyensúly ennek az anyagnak a fogyasztása felé tolódik el, amikor a koncentráció csökken, az egyensúly ennek az anyagnak a kialakulása felé tolódik el.

A nyomás hatása nagyon hasonló a reagáló anyagok koncentrációjának változásának hatásához, de csak a gázrendszereket érinti. Fogalmazzunk meg egy általános megállapítást a nyomás kémiai egyensúlyra gyakorolt ​​hatásáról.

A nyomás növekedésével az egyensúly a csökkenő mennyiségű gáz halmazállapotú anyag felé tolódik el, pl. a nyomáscsökkenés irányába; a nyomás csökkenésével az egyensúly a növekedés irányába tolódik el

gáznemű anyagok mennyisége, pl. növekvő nyomás felé. Ha a reakció a gáznemű anyagok molekuláinak számának megváltoztatása nélkül megy végbe, akkor a nyomás nem befolyásolja az egyensúlyi helyzetet ebben a rendszerben.

Hőmérsékletváltozás esetén az előre és a fordított reakciók is megváltoznak, de eltérő mértékben. Ezért a hőmérséklet kémiai egyensúlyra gyakorolt ​​hatásának tisztázásához ismerni kell a reakció termikus hatásának előjelét.

A hőmérséklet emelkedésével az egyensúly az endoterm reakció, a hőmérséklet csökkenésével az exoterm reakció felé tolódik el.

A bioszisztémákkal kapcsolatban Le Chatelier elve kimondja, hogy egy biorendszerben minden cselekvéshez azonos erősségű és természetű reakció jön létre, amely egyensúlyba hozza a biológiai szabályozó folyamatokat és reakciókat, és ezek egyensúlyának konjugált szintjét alkotja.

A kóros folyamatokban a szabályozókör meglévő zártsága megszakad. A kiegyensúlyozatlanság mértékétől függően a rendszer- és szervközi kapcsolatok minősége egyre inkább nemlineárissá válik. Ezen összefüggések szerkezetét és specifitását igazolja a lipidperoxidációs rendszer indikátorai és az antioxidánsok szintje, a harmonikus indikátorok közötti kapcsolat elemzése adaptációs és patológiás körülmények között. Ezek a rendszerek részt vesznek az antioxidáns homeosztázis fenntartásában.

2.8. KÉRDÉSEK ÉS FELADATOK AZ OSZTÁLYRA ÉS VIZSGÁRA VALÓ ÖNELLENŐRZŐ FELKÉSZÜLÉSHEZ

1.Mely reakciókat nevezzük homogénnek és melyiket heterogénnek? Adjon egy-egy példát minden reakciótípusra!

2.Mely reakciókat nevezzük egyszerűnek és melyik összetettnek? Adjon két-két példát egyszerű és összetett reakciókra!

3. Milyen esetben eshet numerikusan egybe a kinetikai egyenlet molekularitása és sorrendje?

4. Egy bizonyos reakció sebessége nem változik az idő múlásával. Változik-e ennek a reakciónak a felezési ideje az idő múlásával, és ha igen, hogyan? Adj magyarázatot.

5. Milyen esetben eshet egybe a valós (pillanatnyi) sebesség és az átlagos reakciósebesség (kellően nagy időintervallumban)?

6. Számítsa ki az A + B → AB reakció sebességi állandóját, ha az A és B anyagok 0,5 és 0,1 mol/l koncentrációja esetén sebessége 0,005 mol/l min.

7. Egy bizonyos elsőrendű reakció felezési ideje 30 perc. A kezdeti anyagmennyiség hány része marad meg egy óra múlva?

8. Adja meg az általános reakciósorrend fogalmát és az anyagonkénti reakciósorrendet!

9.A reakciósebesség meghatározására szolgáló módszerek.

10.A kémiai kinetika alaptörvénye.

11.Adja meg a kémiai reakciók mechanizmusának fogalmát!

12.Egyszerű és összetett reakciók.

13.Konjugált reakciók. Milyen tényezőktől függ a kémiai reakciók sebességi állandója?

14. Valóban arányos-e a reakciósebesség a reagáló anyagok koncentrációinak sztöchiometrikus együtthatóinak hatványával?

15. Milyen kísérleti adatok szükségesek a reakciók sorrendjének meghatározásához?

16. Írja fel a H 2 O 2 + 2HI → I 2 + + 2H 2 O reakció kinetikai egyenletét, ha egyenlő térfogatú 0,02 mol/l H 2 O 2 oldatot és 0,05 mol/l HI oldatot keverünk össze! Sebességállandó 0,05 l/mol s.

17. Írja fel a H 2 O 2 + 2HI → I 2 + + 2H 2 O reakció kinetikai egyenletét, figyelembe véve, hogy mindkét kiindulási anyag koncentrációjában elsőrendű reakció jellemzi!

18.Bizonyítsa be, hogy a kémiai reakció sebessége a komponensek sztöchiometrikus arányánál a legnagyobb.

19. Sorolja fel a lehetséges magyarázatokat a hőmérséklet reakciósebességre gyakorolt ​​hatására!

2.9. TESZT FELADATOK

1. Van' Hoff szabálya szerint, amikor a hőmérséklet 10°-kal emelkedik, sok reakció sebessége:

a) 2-4-szeresére csökken;

b) 5-10-szeresére csökken;

c) 2-4-szeresére nő;

d) 5-10-szeresére nő.

2. Az időegységre eső elemi kölcsönhatások száma meghatározza:

a) reakciósorrend;

b) reakciósebesség;

c) a reakció molekularitása;

d) felezési idő.

3. Milyen tényezők befolyásolják a reakciósebesség növekedését?

a) a reagáló anyagok jellege;

b) hőmérséklet, koncentráció, katalizátor;

c) csak katalizátor;

d) csak koncentráció;

e) csak hőmérséklet.

4. Hányszorosára nő a 2A(g) + B(g) reakció sebessége?→A 2 B(g), ha az A anyag koncentrációja megduplázódik?

a) a sebesség nem változik;

b) 18-szorosára nő;

c) 8-szorosára nő;

d) 4-szeresére nő;

d) 2-szeresére nő.

5. Elemi reakció A(s) + 2B(g)→AB 2 (d). Adja meg a reakció helyes kinetikai egyenletét:

a)k[A][B] 2 ;

b)k[A][B];

c)k[B];

d) k[B] 2;

d)k[A].

6. Hogyan változtassuk meg a nyomást a rendszerben az A(s) + 2B(g) reakció sebességének növelése érdekében→AB 2 (d) 9-szer?

a) növelje a nyomást 9-szeresére;

b) csökkentse a nyomást 9-szeresére;

c) növelje a nyomást 3-szor;

d) csökkentse a nyomást 3-szor.

7. Mekkora a reakció hőmérsékleti együtthatója?γ 10 , Ha a reakcióelegyet 30°C-kal lehűtjük, a reakciósebesség 8-szorosára csökken?

a)16;

b)8;

c)6;

d) 4;

e)2.

8. Melyik reakció gyorsabb?

A) E cselekszik= 40 kJ/mol;

b) E act = 80 kJ/mol;

V) E act = 160 kJ/mol;

G) E act = 200 kJ/mol.