Неорганическая
Органическая
Коллоидная
Биологическая
Биохимия
Токсикологическая
Экологическая
Химическая энциклопедия
Советская энциклопедия
Справочник по веществам
Гетероциклы
Теплотехника
Углеводы
Квантовая химия
Моделирование ХТС
Номенклатура
Таблица Менделеева
Неорганические реакции
Органические реакции
Молярные массы
Форматирование формул
Редактор формул
Уравнивание реакций
Электронное строение атомов
Игра «Таблица Менделеева»
Термодинамические свойства
Конвертер величин
Гальванопара
Поиск репетиторов
Форум
Лекарства
Фармацевтика
Термины биохимии
Коды загрязняющих веществ
Стандартизация
Каталог предприятий


Следующая Содержание Предыдущая

Кинетика химических реакций

Изменение свободной энергии (ΔG) дает информацию о том, может ли идти данная реакция в заданных условиях и какая для этого потребуется работа (см. с. 24). Однако при этом ничего нельзя сказать о кинетическом параметре, т.е. о скорости химической реакции.

Кинетика химических реакций: энергия активации, скорость реакции и порядок реакции

А. Энергия активации

Большинство органических химических реакций (за исключением реакций кислот и оснований, см. с. 36) протекают очень медленно, независимо от величины ΔG. Главная причина низкой скорости реакции состоит в том, что для вступления в реакцию молекулы реагента должны обладать определенной минимальной энергией, называемой энергией активации. Наглядно это можно представить с помощью энергетической диаграммы наиболее простой реакции А — > B (1). Каждое из соединений, реагент А и продукт реакции В, обладает· определенным химическим потенциалом (Pp и Рnp соответственно). Изменение свободной энергии реакции (ΔG) соответствует разности потенциалов. Для превращения в В соединение А должно преодолеть энергетический барьер, пик которого Pa выше Рp, Разность потенциалов Ра - Pp носит название энергия активации (Eа).

В пользу того, что A, в принципе, может превратиться в B, свидетельствует то обстоятельство, что Pp является средним значением потенциала для всех молекул, вступающих в реакцию. Время от времени отдельные молекулы достигают гораздо более высокого потенциала, например за счет столкновения с другими молекулами. Если в результате столкновения энергия молекулы превысит Eа, эта молекула перейдет энергетический барьер и превратится в В. На рис. 2 и 3 приведено распределение энергии для молекулярных ансамблей, рассчитанное на простой модели. Δn/n это та часть молекул, которая обладает (или превышает) энергией E (в кДж/моль). Например, при 27°С около 10% молекул обладают энергией около 6 кДж/моль. Энергия активации химических реакций обычно существенно выше. Аналогичный график для реакции с энергией активации около 50 кДж/моль приведен на рис. 3. Статистически при 27°С такой энергией обладает только 2 из 109 молекул, при 37°С — четыре молекулы (3). Подобная зависимость позволяет объяснить найденный эмпирическим путем температурный коэфициент скорости биологических процессов Q10, который означает, что при повышении температуры на 10°С скорость реакции возрастает в 2 раза.

Б. Скорость реакции

Скорость химической реакции определяют по изменению концентрации одного из реагентов или продуктов реакции за определенный период времени. В приведенном примере в 1 л раствора за 1 с расходуется 3 ммоля реагента и, в результате образуется 3 ммоля продукта. Это соответствует скорости реакции

v = ЗмМ · с-1 = 3 · 10-3 моль · л-1 · с-1

В. Порядок реакции

Скорость реакции зависит не только от энергии активации и температуры, но и от концентрации реагентов. Если имеется лишь один субстрат А (1), то скорость ν прямо пропорциональна концентрации [A]; это реакция первого порядка. Если в реакции участвуют два реагента А и В (2), то речь идет о реакции второго порядка. В таком случае ν пропорциональна произведению концентрации реагентов. Коэфициенты k и k' — константы скорости реакции — зависят от типа реакции и условий ее проведения.

На схеме Б приведена кинетика простых необратимых реакций. Обратимые или многоступенчатые реакции могут быть разделены на промежуточные реакции первого или второго порядка и описаны с помощью соответствующих уравнений (см. кинетика Михаэлиса-Ментен, с. 98).

Следующая Содержание Предыдущая


     © ХиМиК.ру




Реклама   Обратная связь   Дизайн