• Гідрологія і Гідрометрія
• Господарське право
• Економіка будівництва
• Економіка природокористування
• Економічна теорія
• Земельне право
• Історія України
• Кримінально виконавче право
• Медична радіологія
• Методи аналізу
• Міжнародне приватне право
• Міжнародний маркетинг
• Основи екології
• Предмет Політологія
• Соціальне страхування
• Технічні засоби організації дорожнього руху
• Товарознавство продовольчих товарів

Основні поняття, визначення, формули.

Хімічна кінетика. Вплив температури та каталізаторів на швидкість шімічних

Фотохімічні

Ланцюгові

ІІ. Складні

Псевдомономолекулярні

І. Прості

Класифікація хімічних реакцій

Усі хімічні реакції можна класифікувати наступним чином:

1. Одномолекулярні: A → B; A → B + C

2. Двомолекулярні: A + B → C; 2A → B

3. Тримолекулярні: A + 2B → C; 3A → B

1. Паралельні C ← A → B

2. Оборотні A ↔B

3. Спряжені A + B → F, A + C → D

4. Послідовні A → B → C

Вплив температури на швидкість хімічних реакцій визначається емпіричним правилом Вант-Гоффа: при збільшені температури на 10°С швидкість хімічної реакції зростає в два-чотири рази.

g - температурний коефіцієнт реакції

Зауважимо, що правило Вант-Гоффа справедливе для відносно не­великого інтервалу температур (273-373 К).

Для біохімічних реакцій g = 1,6—3. Більшість ферментів вияв­ляє каталітичну активність в інтервалі температур 10 - 60°С.

Якщо при захворюванні температура тіла людини підви­щилась, наприклад, від 36,5 до 39,5°С, то це свідчить про збільшення швид­кості біохімічних процесів у 1,13-1,39 рази. Ще більше підвищення температури (40-42°С) призводить до швидкого зниження біохімічного процесу у зв’язку з денатурацією та інактивацією ферментів.

Ферментативні процеси характеризуються більш високими темпера­турними коефіцієнтами (7-10). У цьому випадку інтервал в 10⁰C надто широкий. Тому потрібно брати більш вузький інтервал температур (2, 3, 5⁰С), крім того, при різних інтервалах температур коефіцієнт не є постійним.

Взагалі, швидкість хімічної реакції при підвищенні температури визначається формулою:

Зростання швидкості хімічних реакцій з підвищенням темпера­тури пояснюється тим, що в реакцію вступають тільки ті частинки, які мають достатню для цього енергію - енергію активації (Еа). З збільшенням температури число таких частинок зростає, тому і збі­льшується швидкість хімічних реакцій. Енергію активації можна на­дати частинками хвильовим способом (звук, проміння) або надан­ням системі тепла (підвищенням температури). Енергія активації витрачається на розрив зв’язків у вихідних речовинах і на достатнє для проходження реакції зближення частинок.

Для перебігу реакції молекули реаген­тів повинні набути критичного (порогового) значення енергії, що перевищує середню енергію молекул. Це означає, що на шляху кожної хімічної реакції стоїть енергетичний бар’єр, по­долати який може тільки незначна частина реагуючих молекул, які при даній температурі мають для цього достатню енергію.

Енергія активації дорівнює різниці між мінімальним надлишком енергії, необхідним для хімічної взаємодії і середнім запасом енергії молекул.

У 1889 році С.Арреніус запропонував рівняння для визначення енергії активації

де,

К - константа швидкості хімічної реакції;

А - передекспоненційний множник (враховує просторову будову реагуючих частинок, їх можливі розміщення під час зіткнень;

е - основа натуральних логарифмів;

Е_а - енергія активації;

R - універсальна газова постійна;

Т - абсолютна температура.

Розмірність [Е_а] = []

Логарифмуємо рівняння Арреніуса і одержимо:

Визначаємо К при різних температурах і знаходимо А.

Енергія активації для більшості процесів змінюється у межах від 40 до 250 кДж/моль.

Коли Еа < 20 кДж/моль. то реакції проходять при температурі до 50⁰С; коли Еа > 120 кДж/моль - 250°С.

Залежність швидкості хімічної реакції від концентрації та темперватури пояснюють дві теорії: активних зіткнень і перехідного стану. Перша використовує основні положення молекулярно-кінетичної теорії та припущення про існуван­ня енергетичного бар’єру. Для розрахунку швидкості реакції необхідно знати кількість зіткнень молекул за одиницю часу в одиниці об’єму і частку зіткнень, які призводить до взаємодії реагентів. Добуток цих двох величин становить кількість молекул, що прореагували ва одиницю часу в одиниці об’єму, тобто швидкість хімічної реакції.

Однак швидкість реакції, розрахована теоретично, не завжди співпадає зі швидкістю, визначеною експериментально. Виявля­ється що для перебігу реакції молекулам потрібна не тільки енергія (Еа), а й певна просторова орієнтація під час зіткнення. Цей стеричний фактор не може розрахувати теорія активних зіткнень.

Теорія перехідного стану складається з двох положень.

1. Кожна хімічна реакція відбувається через утворення активованого комплексу, який потім розпадається на продукти даної реакції.

Перехідний стан - комплекс, в якому одночасно відбувається розрив старих і утворення нових хімічних зв’язків. Для його ут­ворення необхідна енергія. Додаткову енергію, яка необхідна для переходу системи в вихідного стану в активований комплекс, нази­вають енергією активації.

2. Другим положенням теорії перехідного стану є рівно­вага активо­ваного комплексу з вихідними речовинами.

Читайте також:

1. II. Основні закономірності ходу і розгалуження судин великого і малого кіл кровообігу
2. Адвокатура в Україні: основні завдання і функції
3. Адміністративний проступок: поняття, ознаки, види.
4. Адміністративні провадження: поняття, класифікація, стадії
5. Акти застосування юридичних норм: поняття, ознаки, види.
6. Амортизація основних засобів, основні методи амортизації
7. Артеріальний пульс, основні параметри
8. АРХІВНЕ ОПИСУВАННЯ: ПОНЯТТЯ, ВИДИ, ПРИНЦИПИ І МЕТОДИ
9. Банківська система та її основні функції
10. Банківський контроль та нагляд: форми та мета здійснення. Пруденційний нагляд: поняття, органи та мета проведення.
11. Бібліографія, поняття, види, методи
12. Біржові товари і основні види товарних бірж. Принципи товарних бірж.

Переглядів: 1502