Mjerenje brzine kemijske reakcije. Konstanta brzine izračunava se po formuli Vrijednost konstante brzine
Upute za rad u laboratoriju
O disciplini "Kemija" za studente
Sastavio V.S. Aksenov
Recenzent
Doktor kemijskih znanosti, prof F.F. Niyazi
Brzina kemijskih reakcija: Smjernice za laboratorijski rad na disciplini "Kemija" / Kursk. država tehn. un-t; Comp. V. S. Aksenov. Kursk, 2003. 20 str.
Prikazani su metodološki materijali o proučavanju teme "Brzina kemijskih reakcija", izračunavanje brzina u kemijskim reakcijama i izvođenje laboratorijskog rada.
Namijenjen studentima svih specijalnosti koji studiraju opću kemiju
tab. 2. Ill. 2.
ID broj 06430 od 10.12.01.
Potpisano za tisak. Format 60x84 1/16. Offset tisak. Uvjeti.print.l. 1.16. Uč.-ur.l. 1.05. Naklada 50 primjeraka. Narudžba
Državno tehničko sveučilište Kursk.
Centar za izdavaštvo i tisak Kurskog državnog tehničkog sveučilišta. 305040 Kursk, ul. 50 godina listopada, 94.
Sigurnosna pitanja o temi
1. Kolika je brzina kemijske reakcije? U kojim jedinicama se mjeri?
2. Kolika je prava i prosječna brzina reakcije?
3. Kako glasi kinetička jednadžba reakcije (zakon djelovanja mase)?
4. Kako se piše kinetička jednadžba za homogenu reakciju?
5. Koje su značajke heterogenih reakcija?
6. Što je kinetička, difuzijska i mješovita kontrola u heterogenim reakcijama?
7. Kako se pišu kinetičke jednadžbe heterogenih reakcija?
8. Kolika je konstanta brzine reakcije? Koji uvjeti reakcije utječu, a koji ne utječu na konstantu brzine?
10 . Kada tlak utječe na brzinu kemijske reakcije?
12 . Kako temperatura utječe na brzinu kemijske reakcije? Navedite van't Hoffovu jednadžbu.
13 . Koliki je temperaturni koeficijent reakcije?
14 . Što je kataliza? Na koje parametre procesa utječe katalizator?
Brzina kemijskih reakcija.
Kinetika je proučavanje brzine različitih procesa, uključujući kemijske reakcije. Jedan od osnovnih pojmova kemijske kinetike je brzina reakcije.
Brzina kemijske reakcije V nazvao promjena količine reaktanta po jedinici vremena u jedinici reakcijskog prostora.
U homogenom sustavu reakcijski prostor je volumen posude u kojem se odvija međudjelovanje, a količina tvari po jedinici volumena naziva se koncentracijaS a izražava se u mol/l.
Stoga, u slučaju homogenog procesa koji se odvija pri konstantnom volumenu, brzina homogene kemijske reakcije mjeri se promjenom koncentracije bilo kojeg od reaktanata po jedinici vremena.
Obično se vrijeme τ izražava u sekundama, pa je dimenzija brzine reakcije obično mol/l s. Tijekom kemijske interakcije, koncentracija svake od polaznih tvari opada s vremenom (S 2 <С 1 , ΔS<0) , a koncentracija svakog produkta reakcije raste (S 2 >C 1 , ΔS>0) . Promjena koncentracija polaznih tvari i produkata reakcije tijekom vremena prikazana je na sl.1. U kemijskoj kinetici pravi se razlika između prosječne i prave (ili trenutne) brzine reakcije. Prosječna brzina v jednaka je omjeru ΔS/Δτ (ΔS = S 2 -S 1 , Δτ = τ 2 -τ 1 ) . Da bi brzina uvijek bila pozitivna, ispred razlomka se stavljaju znakovi ""±"".
V = ± -–-
Δτ
Prava brzina kemijske reakcije V ist određen granicom kojoj omjer teži ∆S/∆τ na τ → 0, tj. derivacija koncentracije u odnosu na vrijeme:
V ist = ± -–-
dτ
Ovisnost brzine reakcije o koncentraciji reagensa. Nužan uvjet za provedbu čina kemijske interakcije između molekula mora biti njihov sudar. Sudari molekula u određenom reakcijskom prostoru pri određenoj temperaturi se češće događaju što je više tih molekula. Stoga brzina kemijske reakcije ovisi o koncentraciji reaktanata. Kako koncentracija polaznih tvari opada s vremenom (slika 1, krivulja 1), brzina reakcije opada.
Kvantitativno je izražena ovisnost brzine reakcije o koncentraciji reaktanata zakon djelujućih masa, koji u modernoj formulaciji izgleda ovako:
pri konstantnoj temperaturi, brzina kemijske reakcije izravno je proporcionalna umnošku koncentracija reaktanata, uzetih u potencijama jednakim stehiometrijskim koeficijentima u jednadžbi reakcije.
Za reakciju a A+b B →m M+n N
matematički izraz zakona djelovanja mase ima oblik:
V =k S I a ·S NA b (1)
gdje V - brzina reakcije; S I i S NA— koncentracije reagensa I i NA;a , b su stehiometrijski koeficijenti u jednadžbi reakcije; k je koeficijent proporcionalnosti, koji se naziva konstanta brzine kemijske reakcije. Dimenzija konstante brzine određena je vrijednostima stehiometrijskih koeficijenata a i b a ostaje takva da brzina V imao dimenziju mol/l∙sek. Ako nema točnih podataka, dimenzija k prihvatiti sek ―1 . Na S I = C NA = 1 mol/lk brojčano je jednak V . Izraz (1) također se zove reakcijska kinetička jednadžba.
Konstanta brzine kemijska reakcija k određuje se prirodom tvari koje reagiraju i ovisi o temperaturi, prisutnosti katalizatora, ali ne ovisi o koncentraciji tvari koje sudjeluju u reakciji.
Primjer 1 . 0,06 mola tvari A i 0,02 mola tvari B stavi se u reakcijsku posudu volumena 2 l. Na određenoj temperaturi odvija se reakcija A + 2B \u003d AB 2. Nađite vrijednost konstante brzine reakcije pri ovom temperatura ako je pri danim koncentracijama tvari A i B brzina reakcije 6 10 -7 mol/(L sek).
Odluka: Poznavajući količine reaktanata i volumen sustava, nalazimo molarne koncentracije reaktanata:
S I= 0,06/2 = 0,03 = 3 10 -2 mol/l; S NA = 0,02/2 = 0.01 = 10 ―2 mol/l
Zapisujemo izraz za kinetičku jednadžbu koja povezuje brzinu reakcije s koncentracijama reaktanata:
V =k S I ·S NA 2
V 6.10 ―7
Odavde: k = ----- = ------- = 0,2 l 2 /(mol) 2 ∙sek
S I ·S NA 2 · 3 10 -2 (10 -2) 2
Zakon o djelovanju mase vrijedi samo za najjednostavnije interakcije u njihovom mehanizmu, koje se događaju u plinovima ili u razrijeđenim otopinama. Složene reakcije mogu biti skup paralelnih ili sekvencijalnih procesa. Zakon djelovanja mase vrijedi za svaki pojedini stupanj reakcije, ali ne i za cjelokupno međudjelovanje u cjelini. Taj stupanj procesa, čija je brzina minimalna, ograničava brzinu reakcije općenito. Stoga je matematički izraz zakona djelovanja mase, napisan za najsporiju (ograničavajuću) fazu procesa, primjenjiv istovremeno na cjelokupnu reakciju u cjelini.
Ako su dvije ili više tvari uključene u reakciju, tada brzina reakcije može ovisiti o koncentraciji samo jedne od njih, koja sudjeluje u najsporijoj fazi procesa, a ne ovisi o koncentraciji drugih.
Brzina heterogenih kemijskih reakcija. Mnogi kemijski procesi od velike važnosti u tehnologiji su heterogene reakcije. Jedna ili više komponenti procesa su u kondenziranoj, obično čvrstoj fazi. Koncentracije krutih tvari nisu zapisane u kinetičkoj jednadžbi (zakon djelovanja masa). Konvencionalno se ove koncentracije uzimaju konstantne i jednake 1. Ovo prvi značajka heterogenih reakcija. Oni idu na sučelje, koje je njihov prostor za reakciju. Zato drugi Značajka kinetike ovih reakcija je učinak reakcijske površine na brzinu reakcije. Dakle za reakciju:
Fe 2 O 3 (K) + 3CO (G) → 2Fe + 3SO 2(G)
kinetička jednadžba se može napisati kao: V = k∙S 3 TAKO ∙S, gdje S TAKO― molarna koncentracija ugljičnog monoksida TAKO (G), jedina plinovita komponenta u početnim materijalima koji reagiraju, S je površina na kojoj se odvija reakcija. Čvrsto Fe 2 O 3 (K) nije zapisano u kinetičkoj jednadžbi. Brzine heterogenih kemijskih reakcija imaju dimenziju mol/l∙sec∙m 2
Međutim, u većini slučajeva površinu reakcijske površine praktički je nemoguće izmjeriti i ne pojavljuje se izravno u kinetičkoj jednadžbi (zakon djelovanja mase). Ona je
""skriva"" u konstantu brzine k a to se uzima u obzir u dimenziji konstante brzine.
Primjer 2 . Za reakciju: Si (TELEVIZOR) + 2H 2 O (G) SiO 2 (TV) + 2H 2(G) napiši izraz za kinetičku jednadžbu.
Odluka: Ova reakcija je heterogena i odvija se na granici faza. Od reaktanata u reakciji sudjeluje voda u plinovitom obliku, ispred nje je koeficijent u jednadžbi 2 (…+ 2H 2 O (G) ). Silicij ( Si (TELEVIZOR) ) je krutina, stoga njegova koncentracija nije uzeta u obzir u kinetičkoj jednadžbi. Prema tome, kinetička jednadžba (zakon djelovanja mase) za ovu reakciju može biti: V = k C 2 H 2 O. Dimenzija konstante brzine u ovom slučaju l/mol∙sek∙m 2 .
Tijekom reakcije koncentracija reagensa u reakcijskoj zoni C S opada u odnosu na njegovu koncentraciju u volumenu C V zbog potrošnje reagensa. Zato brzina heterogene kemijske reakcije ovisi o brzini dovoda reagensa u zonu kemijske reakcije,
To je treći karakteristike ovih reakcija.
Najveća promjena koncentracije reagensa događa se u tankom sloju blizu reakcijske površine, tzv difuziju oko m sloj. Prijenos tvari ovdje se događa uglavnom zbog difuzije.
Ako je brzina difuzije puno veća od brzine reakcije ( V D >> V), tada se reagensi dovode u reakcijski prostor, na površinu bez problema, poštuju se sve gore opisane zakonitosti utjecaja koncentracije na brzinu. Za takve slučajeve postoji izraz " kontrola kinetičke reakcije". Ako su brzine kemijske reakcije i difuzije usporedive, onda mješovita kontrola. I, konačno, kada je brzina difuzije mnogo manja od brzine reakcije ( V D << V ) tada se govori o difuzijskoj kontroli reakcije.
NA 
U tom slučaju može se uočiti nulti red reakcije za sve reagense. To znači da u koordinatama V―
C brzina ne ovisi o koncentracijama reagensa, ali ovisi o brzini difuzije, površini i temperaturi, koji nisu uključeni u kinetičku jednadžbu. Takav se fenomen može dogoditi tijekom reakcije na čvrstoj površini u tekućem mediju visoke viskoznosti. Međutim, većina heterogenih reakcija ima poredak različit od nule, često frakcijski. Na sl. Slika 2 prikazuje grafičke oblike mogućih ovisnosti brzine reakcije o koncentracijama reagensa.
Ovisnost brzine reakcija o tlaku u sustavu. U slučajevima kada se među tvarima koje reagiraju nalaze plinovi, brzina reakcije ovisi o tlaku u sustavu. S porastom tlaka proporcionalno raste broj molekula plina po jedinici volumena, što je jednako porastu koncentracije tog plina.
Primjer 3 Kako će se promijeniti brzina reakcije? 2NO + O 2 → 2NE 2 kada se volumen zatvorenog sustava prepolovi pri konstantnoj temperaturi?
Odluka. Smanjenje volumena u zatvorenom sustavu jednako je proporcionalnom povećanju tlaka, jer prema Mendeleev-Claiperonovu zakonu RW = νRT.(Ovdje W je volumen sustava.)
Kinetička jednadžba ove reakcije ima oblik: V =k S 2 NE ·SO 2
Kada se volumen sustava prepolovi i pridruženi tlak udvostruči, koncentracije reaktanata također se udvostruče: S" NE = 2C NE S"O 2 = 2CO 2
Nova brzina reakcije:
V" =k S" NE 2 ·S"O 2 = k (2 S NE ) 2 (2CO 2 ) = 8 k S NE 2 ·SO 2 = 8V
Izlaz. Kada se volumen zatvorenog sustava prepolovi pri konstantnoj temperaturi, brzina te reakcije se povećava 8 puta.
Ovisnost konstante brzine reakcije o temperaturi. Većina reakcija se ubrzava zagrijavanjem. Temperatura djeluje izravno na konstantu brzine k . Neka bude V 1 je brzina reakcije pri temperaturi T 1 , a V 2 je brzina iste reakcije pri temperaturi T 2 (T 1 <Т 2 ) . U ovom slučaju vrijedi Van't Hoffovo empirijsko pravilo.
gdje γ - temperaturni koeficijent koji pokazuje koliko će se puta brzina reakcije povećati s porastom temperature za 10 0 C. Za većinu reakcija na temperaturama blizu sobne temperature, γ je 2-4.
Van't Hoffova jednadžba je naširoko korištena, ali treba imati na umu da je to empirijska aproksimacija, može se koristiti samo za približne izračune.
Primjer 4 Na 100 0 C neke reakcije završavaju za 20 minuta. Uzimajući temperaturni koeficijent brzine reakcije γ \u003d 3,5, izračunajte koliko dugo će reakcija završiti na 60 0 S
Odluka. Brzina reakcije, kao i brzina svakog procesa, obrnuto je proporcionalna vremenu procesa. Posljedično, V 2 /V 1 = τ 1 /τ 2 . Neka bude T 1 , V 1 i τ 1 su parametri sporog (niskotemperaturnog) procesa, i T 2 , V 2 i τ 2 su parametri visokotemperaturnog procesa. Zamjenjujemo dostupne podatke u van't Hoffovu jednadžbu:
V 2 /V 1 \u003d 3,5 (100 - 60) / 10 \u003d (3,5) 4 \u003d 150. Od V 2 /V 1 = τ 1 /τ 2 = 150,
τ 1 /τ 2 = τ 1 /20 τ 1 = 150 20 = 3000 min = 50 sati.
Jedna od metoda za ubrzavanje kemijske reakcije je kataliza, koji se provodi uz pomoć tvari (katalizatora) koje povećavaju brzinu reakcije, ali se ne troše kao rezultat njezinog odvijanja. Kao i kod povećanja temperature, povećava se uvođenje katalizatora konstanta brzine reakcije. Mehanizam djelovanja katalizatora svodi se na smanjenje aktivacijske energije reakcije, tj. do smanjenja razlike između prosječne energije aktivnih molekula (aktivnog kompleksa) i prosječne energije molekula polaznih tvari. Brzina kemijske reakcije dramatično se povećava
Riža. 40. Ovisnost vrijednosti recipročne koncentracije reagensa o vremenu za reakciju drugog reda
Riža. Sl. 39. Ovisnost logaritma koncentracije reagensa o vremenu protoka za reakciju prvog reda
Riža. 38. Promjena koncentracije polazne tvari tijekom vremena u reakciji prvog reda
Riža. 37. Promjena koncentracije polazne tvari tijekom vremena u reakciji nultog reda
Matematički, ova će linearna ovisnost biti zapisana na sljedeći način
gdje je k konstanta brzine, C 0 početna molarna koncentracija reaktanta, C koncentracija u trenutku t.
Iz njega možete izvesti formulu za izračunavanje konstante brzine kemijske reakcije nultog reda.
Mjeri li se konstanta brzine nultog reda u mol/L? s (mol l -1 s -1).
Vrijeme poluraspada za reakciju nultog reda proporcionalno je koncentraciji početnog materijala
Za reakcije prvog reda, kinetička krivulja u C,t koordinatama je eksponencijalna i izgleda ovako (Sl. 38). Matematički, ova krivulja je opisana sljedećom jednadžbom
C \u003d C 0 e - kt
U praksi se za reakcije prvog reda kinetička krivulja najčešće crta u koordinatama lnC, t. U ovom slučaju uočava se linearna ovisnost lnS o vremenu (Sl. 39)
ln C \u003d lnC 0 - kt
|
U skladu s tim, vrijednost konstante brzine i poluživota mogu se izračunati pomoću sljedećih formula
k = ln ili k = 2,303lg
(pri prelasku s decimalnog logaritma na prirodni).
Konstanta brzine reakcije prvog reda ima dimenziju t -1 , tj. 1/s i ne ovisi o koncentracijskim jedinicama. Prikazuje udio molekula koje su reagirale po jedinici vremena od ukupnog broja molekula reagensa u sustavu. Dakle, u reakcijama prvog reda isti udjeli uzete količine polaznog materijala troše se u istim vremenskim intervalima.
Druga posebnost reakcija prvog reda je da t ½ za njih ne ovisi o početnoj koncentraciji reagensa, već je određen samo konstantom brzine.
Razmotrit ćemo oblik jednadžbe ovisnosti koncentracije o vremenu za reakcije drugog reda samo za najjednostavniji slučaj, kada u elementarnom činu sudjeluju 2 identične molekule, ili molekule različitih tvari, ali njihove početne koncentracije (C 0 ) su jednaki. U tom slučaju uočava se linearna ovisnost u koordinatama 1/C, t (slika 40). Matematička jednadžba ove ovisnosti bit će zapisana na sljedeći način
i mjeri se u l?s -1?mol -1, tj. njegova brojčana vrijednost ovisi o jedinicama u kojima se mjeri koncentracija tvari.
Vrijeme poluraspada reakcija drugog reda obrnuto je proporcionalno početnoj koncentraciji reagensa
To je zbog činjenice da brzina reakcija drugog reda jako ovisi o broju sudara između molekula reagirajućih tvari u jedinici vremena, koji je pak proporcionalan broju molekula po jedinici volumena, tj. koncentracija tvari. Dakle, što je veća koncentracija tvari u sustavu, to se molekule češće sudaraju jedna s drugom i što je kraće vremensko razdoblje, polovica njih će imati vremena reagirati.
Reakcije trećeg reda, kao što je ranije spomenuto, izuzetno su rijetke i nisu od praktičnog interesa. Stoga ih u tom smislu nećemo razmatrati.
Opća kemija: udžbenik / A. V. Zholnin; izd. V. A. Popkova, A. V. Zholnina. - 2012. - 400 str.: ilustr.
Poglavlje 2. OSNOVE KINETIKE KEMIJSKIH REAKCIJA
Poglavlje 2. OSNOVE KINETIKE KEMIJSKIH REAKCIJA
Razlika između disanja i gorenja je samo u brzini procesa.
A.-L. Lavoisier
2.1. KEMIJSKA KINETIKA. PREDMET I OSNOVNI POJMOVI KEMIJSKE KINETIKE. BRZINA REAKCIJE
Smjer, dubina i temeljna mogućnost procesa prosuđuje se prema veličini promjene slobodne energije (ΔG ≤0). Međutim, ova vrijednost ne ukazuje na stvarnu mogućnost odvijanja reakcije pod tim uvjetima.
Na primjer, reakcija interakcije dušikovog oksida s kisikom trenutno se odvija na sobnoj temperaturi:
U isto vrijeme, 2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2 O (g), Δ °G\u003d -286,8 kJ / mol - reakcija koju karakterizira značajno veliko smanjenje slobodne energije, u normalnim uvjetima ne dolazi do interakcije, ali pri 700 ° C ili u prisutnosti katalizatora, proces se odvija trenutno. Dakle, termodinamika ne daje odgovor na pitanje uvjeta i brzine procesa. Ovo pokazuje ograničenja termodinamičkog pristupa. Za opis kemijske reakcije potrebno je poznavati i pravilnosti njezina tijeka u vremenu koje proučava kinetika.
Kinetika je grana kemije koja proučava brzinu, mehanizam kemijskih reakcija i utjecaj različitih čimbenika na njih.
Ovisno o tome jesu li komponente reakcije u jednoj ili više faza, razlikuju se kinetike homogenih i heterogenih reakcija. Prema mehanizmu reakcije dijele se na jednostavne i složene, pa se razlikuju kinetika jednostavnih i složenih reakcija.
Osnovni koncept kinetike reakcije je brzina kemijske reakcije. Određivanje brzine kemijskih reakcija od biološke je i nacionalne gospodarske važnosti.
Brzina kemijske reakcije određena je količinom tvari koja je reagirala u jedinici vremena po jedinici volumena (u slučaju homogenih reakcija, kada su reaktanti u istoj fazi) ili po jedinici sučelja(u slučaju heterogenih reakcija, kada su reaktanti u različitim fazama).
Brzina reakcije karakterizirana je promjenom koncentracije bilo kojeg od početnih ili konačnih produkata reakcije u funkciji vremena. Jednadžba koja opisuje ovisnost brzine reakcije (v) o koncentraciji (s) nazivaju se reaktanti kinetički. Brzina reakcije često se izražava u mol/l-s, u biokemiji u mg/100 ml-s, ili u masenom udjelu, u %/100 ml-s. Razlikujte prosječnu brzinu reakcije u vremenskom intervalu i stvarnu brzinu reakcije u određenoj vremenskoj točki. Ako u vremenskom intervalu t1 i t2 koncentracija jedne od polaznih tvari ili produkata reakcije jednaka c 1 odnosno c 2, tada je prosječna brzina reakcije (v) u vremenskom intervalu t1 i t2 može se izraziti:
Budući da je u ovom slučaju riječ o smanjenju koncentracije polazne tvari, tj. promjena koncentracije tvari uzima se u ovom slučaju s predznakom minus (-). Ako se brzina reakcije procjenjuje promjenom (povećanjem) koncentracije jednog od produkata reakcije, tada sa znakom plus (+):
Prema jednadžbi (2.2) odredite Prosječna brzina kemijska reakcija. Prava (trenutačna) brzina reakcije se određuju grafički. Izgradite graf ovisnosti koncentracije polazne tvari ili produkta reakcije (Ca) o vremenu (t) - kinetičku krivulju reakcije Ca - f(t) za nelinearni proces (slika 2.1).
U bilo kojem trenutku (npr. t1) prava brzina reakcije jednaka je tangensu nagiba tangente na kinetičku krivulju u točki koja odgovara danom trenutku u vremenu. Prema grafikonu, trenutna brzina reakcije izračunat će se formulom:
U biokemiji, za opisivanje kinetike enzimskih reakcija, Michaelis-Mentenova jednadžba, koji pokazuje ovisnost brzine reakcije koju katalizira enzim o koncentraciji supstrata i enzima. Najjednostavnija kinetička shema za koju vrijedi Michaelisova jednadžba: E+ S↔ES→E+ P:
Riža. 2.1. Kinetička krivulja
gdje Vm- maksimalna brzina reakcije; K m - Michaelisova konstanta, jednaka koncentraciji supstrata, pri kojoj je brzina reakcije polovica maksimalne; S- koncentracija supstrata.
Proučavanje brzine kemijske reakcije daje informacije o njezinu mehanizmu. Osim o koncentraciji, brzina reakcije ovisi o prirodi reaktanata, vanjskim uvjetima i prisutnosti katalizatora.
2.2. MOLEKULARNOST I REDOSLIJED REAKCIJE. POLA ZIVOTA
U kinetici se kemijske reakcije razlikuju s obzirom na molekularnost i redoslijed reakcija. Molekularnost reakcije određen je brojem čestica (atoma, molekula ili iona) koje istovremeno sudjeluju u elementarnom činu kemijske transformacije. U elementarnom činu reakcije mogu sudjelovati jedna, dvije ili tri molekule. Vjerojatnost sudara više čestica je vrlo mala. Na temelju toga razlikuju se monomolekularne, bimolekulske i trimolekulske reakcije. Eksperimentalno se molekularnost reakcije može odrediti samo za elementarne (jednostavne) reakcije koje se odvijaju u jednom stupnju u skladu sa stehiometrijskom jednadžbom. Većina ovih reakcija zahtijeva veliku aktivacijsku energiju (150-450 kJ/mol).
Većina reakcija je složena. Skup elementarnih koraka koji čine složenu reakciju naziva se mehanizam reakcije
cije. Stoga, za karakterizaciju kinetike reakcije, uvodi se koncept redoslijed reakcije,što je određeno stehiometrijskom jednadžbom.
Zbroj stehiometrijskih pokazatelja svih početnih tvari uključenih u reakcijsku jednadžbu (2.5) (a+ b), određuje opći red reakcije. Indikator s kojim taj reagens ulazi u jednadžbu naziva se red reakcije s obzirom na tvar (određeni red reakcije), npr. indikator a- red reakcije za tvar A, b- za tvar B. Redoslijed reakcije i molekularnost su isti samo za jednostavne reakcije. Redoslijed reakcije određuju one tvari koje utječu na brzinu reakcije.
Monomolekularne reakcije uključuju reakcije razgradnje i izomerizacije.
Reakcije čija jednadžba brzine uključuje koncentraciju jednog reaktanta na prvu potenciju nazivaju se reakcijama prvog reda.
Kinetička jednadžba uključuje tvari čija se koncentracija mijenja tijekom reakcije. Koncentracije tvari koje su u značajnom suvišku ne mijenjaju se tijekom reakcije.
Voda u reakciji hidrolize natrijevog karbonata je u značajnom suvišku i nije uključena u kinetičku jednadžbu.
U heterogenim sustavima do sudara čestica dolazi na međupovršini, pa masa krute faze ne utječe na brzinu reakcije te se stoga ne uzima u obzir u izrazu za brzinu reakcije.
Bimolekularne reakcije uključuju reakcije dimerizacije i reakcije supstitucije koje se odvijaju kroz fazu aktivirani kompleks.
Reakcije čija je brzina proporcionalna umnošku koncentracija dviju tvari na prvu potenciju ili kvadratu koncentracije jedne tvari nazivaju se reakcijama drugog reda.
Trimolekularne reakcije su rijetke, a četiri molekularne reakcije nisu poznate.
Među biokemijskim procesima nema reakcija trećeg reda.
Reakcije čija brzina ne ovisi o koncentraciji polaznih tvari nazivamo reakcijama nultog reda (v = k).
Primjer reakcija nultog reda su katalitičke reakcije, čija brzina ovisi samo o koncentraciji katalizatora. Poseban slučaj takvih reakcija su enzimske reakcije.
U biokemijskim procesima u pravilu sudjeluje nekoliko reagensa (supstrat, koenzim, kofaktor). Ponekad nisu svi poznati. Stoga se tijek procesa prosuđuje prema jednoj tvari. U ovom slučaju, kvantitativna karakteristika tijeka reakcija u vremenu je poluživot (vrijeme) reagens - vrijeme tijekom kojeg se količina ili koncentracija polazne tvari prepolovi (za 50%) ili nastane polovica produkata reakcije. Na taj se način posebno karakterizira raspad radionuklida, budući da njihov poluživot ne ovisi o početnoj količini.
Analizom ovisnosti vremena poluraspada reakcije o početnoj koncentraciji moguće je odrediti redoslijed reakcije (Ostwald-Noyesova metoda). Konstantnost vremena poluraspada (na određenoj temperaturi) karakterizira mnoge reakcije razgradnje i, općenito, reakcije prvog reda. Kako se koncentracija reagensa povećava, vrijeme poluraspada se smanjuje za reakcije drugog reda i povećava za reakcije nultog reda.
2.3. KONSTANTA BRZINE REAKCIJE, NJEZINA DEFINICIJA. ZAKON MASOVNOG DJELOVANJA
Brzina homogenih reakcija ovisi o broju susreta reagirajućih čestica u jedinici vremena po jedinici volumena. Vjerojatnost sudara čestica koje međusobno djeluju proporcionalna je umnošku koncentracija tvari koje reagiraju. Stoga je brzina reakcije izravno proporcionalna umnošku koncentracija reaktanata, uzetih u potencijama jednakim stehiometrijskim koeficijentima odgovarajućih tvari u reakcijskoj jednadžbi. Ovaj uzorak se zove zakon djelujućih masa(zakon brzine kemijske reakcije), koji je
temeljni zakon kemijske kinetike. Zakon djelovanja mase ustanovili su norveški znanstvenici K. Guldberg i P. Wage 1867. godine.
Na primjer, za reakciju koja se odvija u općem obliku, prema shemi
vrijedit će kinetička jednadžba:
gdje v- brzina kemijske reakcije; s i s B- koncentracija tvari I i NA[mol/l]; v a i vb- indikatori reda za reagense A i B; k- konstanta brzine kemijske reakcije - koeficijent koji ne ovisi o koncentraciji reaktanata.
Konstanta brzine kemijske reakcije (k) je brzina kemijske reakcije u uvjetima u kojima je umnožak koncentracija reaktanata 1 mol/l. U ovom slučaju v = k.
Na primjer, ako su u reakciji H 2 (g) + I 2 (g) \u003d 2NI (g) c (H 2) i c (I 2) jednaki 1 mol / l ili ako je c (H 2) 2 mol/l, a c(I 2) 0,5 mol/l, dakle v= k.
Jedinice konstante ravnoteže određene su stehiometrijom reakcije. Netočno je međusobno uspoređivati konstante brzina reakcija različitih redova, jer se radi o veličinama koje su različitog značenja i imaju različite dimenzije.
2.4. MEHANIZAM KEMIJSKIH REAKCIJA. KLASIFIKACIJA SLOŽENIH REAKCIJA
Mehanizam reakcije razmatra sve sudare pojedinačnih čestica koji se događaju istovremeno ili uzastopno. Mehanizam daje detaljnu stehiometrijsku sliku svakog koraka reakcije, tj. razumijevanje mehanizma znači utvrđivanje molekularnosti svakog koraka reakcije. Proučavanje mehanizma kemijskih reakcija vrlo je težak zadatak. Uostalom, ne možemo provoditi izravna promatranja tijeka međudjelovanja molekula. Dobiveni rezultati ponekad ovise o veličini i obliku žile. U nekim se slučajevima isti rezultati mogu objasniti različitim mehanizmima.
Reakcija plinovitog vodika s jodom H 2 (g) + I 2 (g) \u003d 2HI (g) smatra se klasičnim primjerom bimolekularne reakcije drugog
reda, ali 1967. N.N. Semenov, G. Eyring i J. Sullivan pokazali su da ima složen karakter i da se sastoji od 3 elementarne reakcije: I 2 = 2I; 2I = I2; 2I + H2 = 2HI. Iako se reakcija formalno može klasificirati kao trimolekulska reakcija, njezina je brzina opisana kinetičkom jednadžbom koja nalikuje reakcijskoj jednadžbi drugog reda:
U složenim reakcijama molekularnost i redoslijed reakcije, u pravilu, ne odgovaraju. Neobičan - frakcijski ili negativni - redoslijed reakcije jasno ukazuje na njezin složeni mehanizam.
Kinetička jednadžba za reakciju oksidacije ugljikovog monoksida s kisikom 2CO (g) + O 2 (g) \u003d CO 2 (g) ima negativan (minus prvi) red u CO:
kako se koncentracija ugljičnog monoksida povećava, brzina reakcije se smanjuje.
Prema mehanizmu reakcije može se podijeliti u nekoliko vrsta.
uzastopne reakcije nazivamo složenim reakcijama, u svakoj od kojih proizvod (X 1) prvog elementarnog stupnja reagira s produktom drugog stupnja, produkt (X 2) drugog stupnja ulazi u treći itd., sve dok se konačni produkt ne dobije formirano:
gdje S- supstrat (početni reagens); k 1 , k 2 , k 3 ... - konstanta brzine 1, 2 itd. koraci reakcije; P- finalni proizvod.
Faze uzastopnih reakcija odvijaju se različitim brzinama. Stadij s najnižom konstantom brzine naziva se ograničavajući stupanj. Određuje kinetičku pravilnost reakcije u cjelini. Tvari nastale u međufazama nazivaju se poluproizvodi ili međuprodukti koji su supstrati sljedećih faza. Ako intermedijer nastaje sporo i brzo se razgrađuje, tada se njegova koncentracija dugo ne mijenja. Gotovo svi metabolički procesi su sekvencijalne reakcije (na primjer, metabolizam glukoze).
Paralelne reakcije su reakcije koje imaju iste početne reagense, koji odgovaraju različitim produktima. S brzina paralelnih reakcija jednaka je zbroju brzina pojedinačnih reakcija. Ovo pravilo vrijedi i za bimolekularne paralelne kemijske reakcije.
Serijsko-paralelne reakcije nazivaju se reakcije koje imaju iste početne reagense koji mogu reagirati na dva načina (mehanizma) ili više, uključujući s različitim brojem međufaza. Ovaj slučaj leži u pozadini fenomena kataliza, kada će intermedijer jedne od staza povećati brzinu drugih staza.
Natjecateljske reakcije nazivaju se složene reakcije u kojima ista tvar I reagira istovremeno s jednim ili više reagensa B 1 , B 2 itd., sudjeluje u reakcijama koje se istovremeno odvijaju: I+ B 1 → X 1; I+ B 2 → X 2 . Ove se reakcije međusobno natječu za reaktant I.
Konjugirane reakcije nazivaju se složene reakcije u kojima se jedna reakcija odvija samo u prisutnosti druge. U spregnutim reakcijama, međuprodukt služi kao poveznica između primarnog i sekundarnog procesa i uzrokuje pojavu oba.
Živa stanica treba energiju za svoje postojanje. Univerzalni izvor energije u živim organizmima je adenozin trifosforna kiselina (ATP). Ovaj spoj obavlja funkciju akumulatora energije, jer kada stupa u interakciju s vodom, tj. hidrolizom nastaju adenozin difosforna (ADP) i fosforna (P) kiselina te se oslobađa energija. Zato se ATP zove makroergički spoj, a P-O-P veza koja puca tijekom njegove hidrolize je makroergička. makroergijska veza naziva se kemijska veza, pri čijem se pucanju, kao rezultat reakcije hidrolize, oslobađa značajna energija:
Kao što je poznato, kidanje bilo koje veze (pa i makroergičke) uvijek zahtijeva utrošak energije. U slučaju hidrolize ATP-a, osim procesa kidanja veze između fosfatnih skupina, za koji Δ G>0, odvijaju se procesi hidratacije, izomerizacije i neutralizacije produkata nastalih tijekom hidrolize. Kao rezultat svih ovih procesa, ukupna promjena Gibbsove energije je negativna
značenje. Posljedično, nije kidanje veze makroergički, već energetski rezultat njezine hidrolize.
Da bi se endergonijske reakcije dogodile u živim sustavima (ΔG > 0), potrebno je da budu spregnute s egzergonskim reakcijama (ΔG<0). Такое сопряжение возможно, если обе реакции имеют какое-либо общее промежуточное соединение, и на всех стадиях сопряженных реакций суммарный процесс характеризуется отрицательным значением изменения энергии Гиббса (∑ΔG сопр.р <0). Например, синтез сахарозы является эндэргонической реакцией и самопроизвольно происходить не может:
Međutim, konjugacija ove reakcije s egzergonskom reakcijom hidrolize ATP-a, praćena stvaranjem zajedničkog intermedijarnog spoja glukoza-1-fosfata, dovodi do činjenice da cjelokupni proces ima ∑ΔG<0:
lančane reakcije nazivaju se kemijske i nuklearne reakcije u kojima pojava aktivne čestice (slobodni radikal ili atom u kemijskim procesima, neutron u nuklearnim procesima) uzrokuje veliki broj (lanac) uzastopnih transformacija neaktivnih molekula ili jezgri. Lančane reakcije česte su u kemiji. Mnoge fotokemijske reakcije, procesi oksidacije (izgaranje, eksplozija), polimerizacija, pucanje odvijaju se prema lančanom mehanizmu. Teoriju lančanih reakcija razvio je akademik H.H. Semenov, S.N. Hinshelwood (Engleska) i dr. Glavne faze lančanih reakcija su: nukleacija (inicijacija), nastavak (elongacija) i prekid lanca (terminacija). Postoje dvije vrste lančanih reakcija: ravnolančane reakcije i razgranate lančane reakcije. Značajka lančanih reakcija je da jedan primarni čin aktivacije dovodi do transformacije ogromnog broja molekula polaznih tvari. Biokemijske reakcije oksidacije slobodnih radikala su lančane reakcije.
Periodične (autooscilatorne) reakcije nazivaju se složene višestupanjske autokatalitičke reakcije koje uključuju nekoliko tvari, u kojima postoji periodična fluktuacija u koncentracijama oksidiranih i reduciranih oblika. Vibracijske reakcije otkrio je B.P. Belousov, proučavao A.M. Zhabotinsky i dr. Frekvencija i oblik oscilacija ovise o koncentracijama polaznih tvari, kiselina
nost, temperatura. Primjer takvih reakcija može biti interakcija bromomalonske kiseline s kalijevim bromatom u kiselom mediju, katalizator je sol cerija (III). Periodične reakcije su od velike važnosti za biološke objekte, gdje su reakcije ove vrste vrlo raširene.
Reakcije izgaranja u krutoj fazi(reakcije samopropagirajuće visokotemperaturne sinteze, SHS) otkrio je 1967. u Institutu za kemijsku fiziku Akademije znanosti SSSR-a A.G. Merzhanov i I.G. Borovinskaja. Bit SHS metode leži u činjenici da se nakon lokalnog pokretanja reakcije interakcije reagensa, front reakcije izgaranja spontano širi cijelim sustavom zbog prijenosa topline s vrućih proizvoda na početne materijale, pokrećući reakciju interakcije u njima. Tako se odvija proces izgaranja koji je i uzrok i posljedica reakcije. Mehanizam SHS reakcija prilično je složen i uključuje procese reakcijska difuzija. Pojam "reaktivna difuzija" definira skup fenomena koji se javljaju tijekom interakcije dviju kemijski različitih komponenti sposobnih za stvaranje kemijskih spojeva u obliku čvrstih faza. Produkti kemijske interakcije tvore kontinuirani sloj, koji se svojom strukturom razlikuje od početnih komponenti, ali ne ometa daljnju interakciju.
2.5. TEORIJA AKTIVNIH UDARACA. ENERGIJA AKTIVACIJE. OVISNOST BRZINE REAKCIJE O PRIRODI REAGIRAJUĆIH TVARI I TEMPERATURI
Da bi došlo do elementarnog čina kemijske interakcije, čestice koje reagiraju moraju se sudarati jedna s drugom. Međutim, svaki sudar ne rezultira kemijskom interakcijom. Potonje se događa kada se čestice približavaju na udaljenosti na kojima je moguća preraspodjela elektronske gustoće i nastanak novih kemijskih veza. Interagirajuće čestice moraju imati dovoljno energije da nadvladaju odbojne sile koje se javljaju između njihovih elektronskih ljuski.
prijelazno stanje- stanje sustava, u kojem su uništenje i stvaranje veze uravnoteženi. U prijelaznom stanju sustav
ostaje kratko (10 -15 s) vrijeme. Energija potrebna da se sustav dovede u prijelazno stanje naziva se energija aktivacije. U višestupanjskim reakcijama koje uključuju nekoliko prijelaznih stanja, aktivacijska energija odgovara najvećoj vrijednosti energije. Nakon prevladavanja prijelaznog stanja molekule se ponovno razlijeću uz destrukciju starih veza i stvaranje novih ili transformaciju izvornih veza. Obje opcije su moguće, jer se javljaju s oslobađanjem energije. Postoje tvari koje mogu smanjiti aktivacijsku energiju za određenu reakciju.
Aktivne molekule A 2 i B 2 pri sudaru se spajaju u intermedijarni aktivni kompleks A 2 ... B 2 uz slabljenje, a potom i kidanje veza A-A i B-B i jačanje veza A-B.
"Energija aktivacije" reakcije stvaranja HI (168 kJ/mol) mnogo je manja od energije potrebne za potpuni prekid veze u početnim molekulama H 2 i I 2 (571 kJ/mol). Prema tome, reakcijski put kroz formaciju aktivni (aktivirani) kompleks energetski povoljniji od puta kroz potpuni kidanje veza u izvornim molekulama. Velika većina reakcija događa se stvaranjem međuaktivnih kompleksa. Odredbe teorije aktivnog kompleksa razvili su G. Eyring i M. Polyani 30-ih godina XX. stoljeća.
Energija aktivacije predstavlja višak kinetičke energije čestica u odnosu na prosječnu energiju potrebnu za kemijsku transformaciju čestica koje se sudaraju. Reakcije karakteriziraju različite vrijednosti aktivacijske energije (E a). U većini slučajeva aktivacijska energija kemijskih reakcija između neutralnih molekula kreće se od 80 do 240 kJ/mol. Za biokemijske procese, vrijednosti E i često su niže - do 20 kJ / mol. To se objašnjava činjenicom da velika većina biokemijskih procesa prolazi kroz fazu kompleksa enzim-supstrat. Energetske barijere ograničavaju reakciju. Zbog toga su u načelu moguće reakcije (at G<0) практически всегда не протекают
ili usporiti. Reakcije s aktivacijskom energijom iznad 120 kJ/mol toliko su spore da ih je teško vidjeti.
Da bi došlo do reakcije, molekule moraju biti usmjerene na određeni način i imati dovoljnu energiju pri sudaru. Vjerojatnost pravilne orijentacije u sudaru karakterizira aktivacijska entropijaΔ S a . Preraspodjeli gustoće elektrona u aktivnom kompleksu pogoduje uvjet da su, nakon sudara, molekule A 2 i B 2 orijentirane, kao što je prikazano na sl. 2.2, a, dok je s orijentacijom prikazanom na sl. 2.2, b, vjerojatnost reakcije je još uvijek mnogo manja - na sl. 2.2, c.
Riža. 2.2. Povoljne (a) i nepovoljne (b, c) orijentacije molekula A 2
a B 2 pri sudaru
Jednadžba koja karakterizira ovisnost brzine i reakcije o temperaturi, aktivacijskoj energiji i aktivacijskoj entropiji ima oblik:
gdje k- konstanta brzine reakcije; A - u prvoj aproksimaciji, ukupan broj sudara između molekula u jedinici vremena (sekundi) po jedinici volumena; e je baza prirodnih logaritama; R- univerzalna plinska konstanta; T- apsolutna temperatura; E a- energija aktivacije; Δ S a- promjena entropije aktivacije.
Jednadžbu (2.8) je izveo Arrhenius 1889. godine. Preeksponencijalni faktor A proporcionalan je ukupnom broju sudara između molekula u jedinici vremena. Njegova dimenzija podudara se s dimenzijom konstante brzine i stoga ovisi o ukupnom redu reakcije. Eksponent je jednak udjelu aktivnih sudara od njihovog ukupnog broja, tj. molekule koje se sudaraju moraju imati dovoljno
točna energija interakcije. Vjerojatnost njihove željene orijentacije u trenutku udara proporcionalna je e ΔSa/R
Pri raspravi o zakonu djelovanja mase za brzinu (2.6) posebno je propisano da je konstanta brzine stalna vrijednost koja ne ovisi o koncentracijama reagensa. Pretpostavlja se da se sve kemijske transformacije odvijaju pri konstantnoj temperaturi. Istodobno, dobro je poznato da se brzina kemijske transformacije može značajno promijeniti s smanjenjem ili povećanjem temperature. Sa stajališta zakona o djelovanju mase, ova promjena brzine je posljedica temperaturne ovisnosti konstante brzine, budući da se koncentracije reaktanata samo neznatno mijenjaju zbog toplinskog širenja ili skupljanja tekućine.
Najpoznatija činjenica je da se brzina reakcija povećava s povećanjem temperature. Ova vrsta temperaturne ovisnosti brzine naziva se normalna (slika 2.3, a). Ova vrsta ovisnosti karakteristična je za sve jednostavne reakcije.
Riža. 2.3. Vrste temperaturne ovisnosti brzine kemijskih reakcija: a - normalna; b - abnormalno; c - enzimski
Međutim, danas su dobro poznate kemijske transformacije čija se brzina smanjuje s porastom temperature. Primjer je reakcija dušikovog (II) oksida s bromom u plinovitoj fazi (slika 2.3, b). Ova vrsta temperaturne ovisnosti brzine naziva se anomalna.
Od posebnog interesa za liječnike je temperaturna ovisnost brzine enzimskih reakcija, t.j. reakcije koje uključuju enzime. Gotovo sve reakcije koje se javljaju u tijelu pripadaju ovoj klasi. Na primjer, tijekom razgradnje vodikovog peroksida u prisutnosti enzima katalaze, brzina razgradnje ovisi o temperaturi. U području 273–320 °K temperaturna ovisnost ima normalan karakter. Povećanjem temperature brzina raste, a smanjenjem temperature opada. Kad temperatura poraste iznad
320 °K, uočen je nagli nepravilan pad brzine razgradnje peroksida. Slična se slika odvija i za druge enzimske reakcije (slika 2.3, c).
Iz Arrheniusove jednadžbe za k jasno je da, budući da T uključena u eksponent, brzina kemijske reakcije vrlo je osjetljiva na promjene temperature. Ovisnost brzine homogene reakcije o temperaturi može se izraziti van't Hoffovim pravilom prema kojem s povećanjem temperature za svakih 10 °, brzina reakcije se povećava za 2-4 puta; naziva se broj koji pokazuje koliko puta se brzina određene reakcije povećava s porastom temperature za 10 ° brzina reakcije temperaturni koeficijent- γ.
gdje k- konstanta brzine pri temperaturi t°C Znajući vrijednost γ, može se izračunati promjena brzine reakcije s promjenom temperature iz T1 prije T2 prema formuli:
Kako temperatura raste u aritmetičkoj progresiji, brzina raste eksponencijalno.
Na primjer, ako je γ = 2,9, tada se s povećanjem temperature za 100 ° brzina reakcije povećava za faktor 2,9 10, tj. 40 tisuća puta. Odstupanja od ovog pravila su biokemijske reakcije, čija se brzina udeseterostručuje s blagim porastom temperature. Ovo pravilo vrijedi samo u gruboj aproksimaciji. Reakcije u kojima sudjeluju velike molekule (proteini) karakterizira veliki temperaturni koeficijent. Brzina denaturacije proteina (ovalbumina) povećava se 50 puta s porastom temperature od 10 °C. Nakon postizanja određenog maksimuma (50-60 °C), brzina reakcije naglo opada kao rezultat toplinske denaturacije proteina.
Za mnoge kemijske reakcije, zakon djelovanja mase za brzinu je nepoznat. U takvim slučajevima, sljedeći izraz se može koristiti za opisivanje temperaturne ovisnosti stope pretvorbe:
predeksponent A sa ne ovisi o temperaturi, ali ovisi o koncentraciji. Mjerna jedinica je mol/l s.
Teorijska ovisnost omogućuje predizračun brzine na bilo kojoj temperaturi ako su poznata energija aktivacije i predeksponencijal. Dakle, predviđa se utjecaj temperature na brzinu kemijske transformacije.
2.6. REVERZIBILNE I IREVERZIBILNE REAKCIJE. STANJE KEMIJSKE RAVNOTEŽE. JEDNADŽBA IZOTERME REAKCIJE
Kemijska reakcija ne dolazi uvijek do kraja, drugim riječima, početni materijali nisu uvijek potpuno pretvoreni u produkte reakcije. To je zato što se nakupljanjem produkata reakcije mogu stvoriti uvjeti za odvijanje reakcije u suprotnom smjeru. Doista, ako se, na primjer, pare joda pomiješaju s vodikom na temperaturi od ~200 ° C, tada će se dogoditi sljedeća reakcija: H 2 + I 2 = 2HI. Međutim, poznato je da se vodikov jod, čak i kada se zagrije na 180 ° C, počinje raspadati na jod i vodik: 2HI \u003d H 2 + I 2.
Kemijske reakcije koje pod istim uvjetima mogu ići u suprotnim smjerovima nazivamo reverzibilan. Pri pisanju jednadžbi reverzibilnih reakcija umjesto znaka jednakosti stavljaju se dvije suprotno usmjerene strelice. Poziva se reakcija koja se odvija s lijeva na desno ravno(konstanta brzine reakcije naprijed k1), s desna na lijevo - obrnuti(konstanta brzine reverzne reakcije k2).
U reverzibilnim reakcijama brzina izravne reakcije u početku ima maksimalnu vrijednost, a zatim opada zbog smanjenja koncentracije polaznih tvari. Nasuprot tome, reverzna reakcija u početnom trenutku ima minimalnu brzinu, koja se povećava kako raste koncentracija produkata reakcije. Napokon, dolazi trenutak kada se brzine prednje i obrnute reakcije izjednače. Stanje u kojem brzina obrnute reakcije postaje jednaka brzini prednje reakcije naziva se kemijska ravnoteža.
Stanje kemijske ravnoteže reverzibilnih procesa kvantitativno je karakterizirano konstanta ravnoteže. U trenutku kada je postignuto stanje kemijske ravnoteže, brzine prednje i obrnute reakcije jednake su (kinetičko stanje).
gdje je K - konstanta ravnoteže,što je omjer konstanti brzine prednje i obrnute reakcije.
Na desnoj strani jednadžbe nalaze se one koncentracije tvari u interakciji koje su uspostavljene u ravnoteži - ravnotežne koncentracije. Ova jednadžba je matematički izraz zakona djelovanja mase u kemijskoj ravnoteži. Posebno treba istaknuti da, za razliku od zakona djelovanja mase za brzinu reakcije u ovoj jednadžbi, eksponenti a, b, d, f i itd. uvijek su jednaki stehiometrijskim koeficijentima u ravnotežnoj reakciji.
Numerička vrijednost konstante ravnoteže dane reakcije određuje njezin prinos. Iskorištenje reakcije zove se omjer količine stvarno dobivenog produkta prema količini koja bi bila dobivena da se reakcija odvijala do kraja (obično se izražava kao postotak). Dakle, pri K >> 1, reakcijski prinos je visok, i obrnuto, pri K<<1 выход реакции очень мал.
Konstanta ravnoteže povezana je s standardna Gibbsova energija reakcije prema sljedećem omjeru:
Pomoću jednadžbe (2.12) može se pronaći vrijednost Gibbsove energije reakcije u smislu ravnotežnih koncentracija:
Ova se jednadžba zove jednadžba izoterme kemijske reakcije. Omogućuje vam izračunavanje promjene Gibbsove energije tijekom procesa i određivanje smjera reakcije:
na ∆G<0 - реакция идет в прямом направлении, слева направо;
Na ΔG = 0 - reakcija je postigla ravnotežu (termodinamički uvjet);
kada je ΔG>0 - reakcija ide u suprotnom smjeru.
Važno je razumjeti da konstanta ravnoteže ne ovisi o koncentracijama tvari. Obratna tvrdnja je istinita: u stanju ravnoteže same koncentracije poprimaju takve vrijednosti da je omjer njihovih proizvoda u stupnjevima stehiometrijskih koeficijenata
je konstantna na danoj temperaturi. Ova tvrdnja odgovara zakonu djelovanja mase i čak se može koristiti kao jedna od njegovih formulacija.
Kao što je gore spomenuto, reverzibilne reakcije ne nastavljaju se do kraja. Međutim, ako jedan od proizvoda reverzibilne reakcije napusti reakcijsku sferu, tada se suštinski reverzibilni proces odvija gotovo do kraja. Ako su elektroliti uključeni u reverzibilnu reakciju, a jedan od proizvoda te reakcije je slabi elektrolit, talog ili plin, tada se iu tom slučaju reakcija odvija gotovo do kraja. ireverzibilne reakcije nazivaju se takve reakcije, čiji produkti ne djeluju jedni s drugima uz stvaranje polaznih tvari. Ireverzibilne reakcije u pravilu "dođu do kraja", tj. do potpune potrošnje barem jedne od polaznih tvari.
2.7. NAČELO LE CHATELIER
Stanje kemijske ravnoteže pod stalnim vanjskim uvjetima može se teoretski održavati neograničeno dugo. U stvarnosti, s promjenom temperature, tlaka ili koncentracije reagensa, ravnoteža se može "pomaknuti" u jednom ili drugom smjeru procesa.
Promjene koje se događaju u sustavu kao rezultat vanjskih utjecaja određene su načelom pokretne ravnoteže - Le Chatelierov princip.
Vanjski utjecaj na sustav koji je u stanju ravnoteže dovodi do pomaka te ravnoteže u smjeru u kojem je učinak proizvedenog udara oslabljen.
S obzirom na tri glavne vrste vanjskog utjecaja - promjene koncentracije, tlaka i temperature - Le Chatelierov princip se tumači na sljedeći način.
S povećanjem koncentracije jedne od tvari koje reagiraju, ravnoteža se pomiče prema potrošnji te tvari, s smanjenjem koncentracije, ravnoteža se pomiče prema stvaranju te tvari.
Utjecaj tlaka vrlo je sličan učinku promjene koncentracija reaktanata, ali utječe samo na plinske sustave. Formulirajmo opću tvrdnju o učinku pritiska na kemijsku ravnotežu.
S porastom tlaka ravnoteža se pomiče prema smanjenju količine plinovitih tvari, tj. u smjeru smanjenja tlaka; pri smanjenju tlaka ravnoteža se pomiče u smjeru povećanja
količine plinovitih tvari, tj. prema rastućem pritisku. Ako reakcija teče bez promjene broja molekula plinovitih tvari, tada tlak ne utječe na ravnotežni položaj u ovom sustavu.
Kada se temperatura promijeni, i prednja i obrnuta reakcija se mijenjaju, ali u različitim stupnjevima. Stoga je za razjašnjenje utjecaja temperature na kemijsku ravnotežu potrebno znati predznak toplinskog učinka reakcije.
Kako temperatura raste, ravnoteža se pomiče prema endotermnoj reakciji, a kako se temperatura snižava, pomiče se prema egzotermnoj reakciji.
Primijenjeno na biosustave, Le Chatelierovo načelo kaže da se u biosustavu, za svako djelovanje, formira protuakcija iste snage i prirode, koja uravnotežuje biološke regulacijske procese i reakcije i oblikuje povezanu razinu njihove neravnoteže.
U patološkim procesima narušava se postojeća zatvorenost regulacijskog kruga. Ovisno o stupnju neravnoteže mijenja se kvaliteta međusustavnih i međuorganskih odnosa koji postaju sve više nelinearni. Struktura i specifičnost ovih odnosa potvrđena je analizom odnosa između pokazatelja sustava lipidne peroksidacije i razine antioksidansa, između harmoničkih pokazatelja u uvjetima prilagodbe i patologije. Ovi sustavi sudjeluju u održavanju antioksidativne homeostaze.
2.8. PITANJA I ZADACI ZA SAMOPROVJERU PRIPREMLJENOSTI ZA NASTAVU I ISPITE
1. Koje reakcije se nazivaju homogene, a koje heterogene? Za svaku vrstu reakcije navedite po jedan primjer.
2. Koje reakcije nazivamo jednostavnim, a koje složenim? Navedite dva primjera jednostavne i složene reakcije.
3. U kojem slučaju se molekularnost i red kinetičke jednadžbe mogu numerički podudarati?
4. Brzina neke reakcije ne mijenja se tijekom vremena. Hoće li se vrijeme poluraspada ove reakcije promijeniti tijekom vremena, i ako hoće, kako? Dajte objašnjenje.
5. U kojem slučaju se prava (trenutačna) brzina i prosječna brzina reakcije (u dovoljno velikom vremenskom intervalu) mogu podudarati?
6. Izračunajte konstantu brzine reakcije A + B → AB, ako pri koncentracijama tvari A i B od 0,5 odnosno 0,1 mol/l njezina brzina iznosi 0,005 mol/l min.
7. Vrijeme poluraspada neke reakcije prvog reda je 30 minuta. Koji će dio izvorne količine tvari ostati nakon sat vremena?
8. Dajte pojam općeg reda reakcije i reda reakcije po tvarima.
9. Metode određivanja brzine reakcije.
10.Osnovni zakon kemijske kinetike.
11. Dajte pojam mehanizma kemijskih reakcija.
12. Jednostavne i složene reakcije.
13. Konjugirane reakcije. Koji čimbenici utječu na konstantu brzine kemijske reakcije?
14. Je li brzina reakcije stvarno proporcionalna umnošku koncentracija reaktanata i potencije njihovih stehiometrijskih koeficijenata?
15. Koji su eksperimentalni podaci potrebni za određivanje redoslijeda reakcija?
16. Napišite kinetičku jednadžbu reakcije H 2 O 2 + 2HI → I 2 + + 2H 2 O ako se pomiješaju jednaki volumeni 0,02 mol / l otopine H 2 O 2 i 0,05 mol / l otopine HI. Konstanta brzine 0,05 l/mol s.
17. Napišite kinetičku jednadžbu reakcije H 2 O 2 + 2HI → I 2 + + 2H 2 O, s obzirom da je karakterizirana prvim redom reakcije u smislu koncentracija obiju polaznih tvari.
18. Dokažite da je brzina kemijske reakcije najveća pri stehiometrijskom omjeru komponenata.
19. Navedite moguća objašnjenja utjecaja temperature na brzinu reakcije.
2.9. TESTOVI
1. Prema van't Hoffovom pravilu, s povećanjem temperature za 10 °, brzina mnogih reakcija:
a) smanjuje se 2-4 puta;
b) smanjuje se za 5-10 puta;
c) povećava se za 2-4 puta;
d) povećava se za 5-10 puta.
2. Broj elementarnih međudjelovanja po jedinici vremena određuje:
a) redoslijed reakcije;
b) brzina reakcije;
c) molekularnost reakcije;
d) vrijeme poluraspada.
3. Koji čimbenici povećavaju brzinu reakcije?
a) prirodu reaktanata;
b) temperatura, koncentracija, katalizator;
c) samo katalizator;
d) samo koncentracija;
d) samo temperatura.
4. Koliko će se puta povećati brzina reakcije 2A(g) + B(g)?→A 2 B (g) s povećanjem koncentracije tvari A za 2 puta?
a) brzina se neće promijeniti;
b) povećat će se 18 puta;
c) povećati za 8 puta;
d) povećat će se 4 puta;
d) udvostručen.
5. Elementarna reakcija A(tv) + 2B(g)→AB 2 (d). Navedite točnu kinetičku jednadžbu za ovu reakciju:
a)k[A][B] 2 ;
b)k[A][B];
c) do [B];
d) do [B] 2;
e) do [A].
6. Kako promijeniti tlak u sustavu kako bi se povećala brzina reakcije A (tv) + 2B (g)→AB 2 (d) 9 puta?
a) povećati tlak 9 puta;
b) smanjiti tlak 9 puta;
c) povećati tlak 3 puta;
d) smanjiti tlak 3 puta.
7. Koliki je temperaturni koeficijent reakcijeγ 10 , ako se, kada se reakcijska smjesa ohladi za 30 °, brzina reakcije smanji za 8 puta?
a) 16;
b) 8;
na 6;
d) 4;
D 2.
8. Koja je reakcija brža?
a) E djelovati= 40 kJ/mol;
b) E act = 80 kJ/mol;
u) E act = 160 kJ/mol;
G) E act \u003d 200 kJ / mol.
Vjerojatnost nastanka novih molekula pri susretu čestica početnih tvari ovisit će o procesu preuređivanja njihovih elektronskih ljuski. Nužan uvjet za to je mogućnost preklapanja elektronskih orbitala atoma uz kidanje starih i stvaranje novih veza, što se ne može uvijek ostvariti zbog geometrijske strukture čestica koje međusobno djeluju. Na primjer, da bi se odigrao elementarni čin bimolekularne kemijske reakcije A + B®AB, udaljenost između čestica A i B i njihova međusobna orijentacija moraju postati takvi da je moguće preuređivanje njihovih elektronskih ljuski.
Preklapanje elektronskih orbitala provodi se u procesu približavanja čestica. To povećava i energiju privlačenja i energiju odbijanja. Promjena omjera tih energija ovisno o udaljenosti između čestica može dovesti do nastanka energetske barijere čije je prevladavanje nužan uvjet za provedbu elementarnog čina. Stoga za mnoge reakcije postoji minimalni prag energije, tzv energija aktivacije(E ak), koje čestice koje se susreću moraju imati da bi došlo do kemijske reakcije. Glavni izvor energije za svladavanje ove energetske barijere je kinetička energija toplinskog gibanja čestica koja ovisi o temperaturi. Stoga će vjerojatnost elementarnog čina (konstanta brzine reakcije) ovisiti o temperaturi.
Svante Arrhenius ( Arrhenius) predložio je da se temperaturna ovisnost konstante brzine reakcije opiše jednadžbom
gdje k 0 je predeksponencijalni faktor; E ak je energija aktivacije; R je univerzalna plinska konstanta; T– temperatura (K).
U praksi se za većinu reakcija u malom temperaturnom rasponu predeksponencijalni faktor i energija aktivacije smatraju konstantnim vrijednostima koje ne ovise o temperaturi.
Teorija elementarnih kemijskih reakcija određuje fizičko značenje ovih konstanti i omogućuje izračunavanje njihovih vrijednosti. Dva su glavna modela za opisivanje elementarnog čina reakcije: teorija aktivnih sudara i teorija prijelaznog stanja.
Teorija aktivnih sudara.
Primjena molekularno-kinetičke teorije plinova na opis elementarne kemijske reakcije omogućila je stvaranje teorije aktivnih sudara, koja otkriva fizikalno značenje predeksponencijalnog faktora u Arrheniusovoj jednadžbi.
Prema ovoj teoriji, brzina bimolekularne kemijske reakcije određena je brojem sudara molekula u jedinici vremena, a ne dovode svi sudari do stvaranja nove molekule, već samo oni kod kojih kinetička energija početnih čestica ne dovodi do stvaranja nove molekule. veća od energije aktivacije reakcije. Svaki takav aktivni utjecaj dovodi do provedbe elementarnog akta.
Kada dođe do elementarne bimolekulske kemijske reakcije A + B ® AB pri temperaturi T ukupni broj sudara molekula A i B u plinu može se izračunati iz jednadžbe
,
gdje z je broj sudara po jedinici volumena po jedinici vremena; n i je broj čestica po jedinici volumena; 
je presjek elastičnog sudara čestica s efektivnim polumjerima r i; je prosječna relativna brzina čestica; je prosječna molekulska težina čestica A i B; k je Boltzmannova konstanta. Tako, 
.
Prelaskom s broja čestica na broj molova odgovarajućih tvari po jedinici volumena (molarne koncentracije) dobivamo
,
gdje R=k× N A univerzalna plinska konstanta; N A je Avogadrov broj; C i je molarna koncentracija.
Primjer. Odredimo ukupan broj sudara molekula H 2 i Cl 2 u 1 cm 3 smjese jednakih volumena plinova pri normalnim uvjetima.
Broj čestica H 2 i Cl 2 u 1 cm 3 
1/cm3.
Relativna brzina čestica cm/s.
Presjek elastičnog sudara molekula s=1,1×10 -14 cm 2 .
Broj sudara čestica H 2 i Cl 2 u 1 cm 3 u 1 sekundi je: .
Budući da samo aktivni sudari dovode do stvaranja novih molekula, ukupni broj sudara mora se pomnožiti s funkcijom f(E ak), koji određuje udio sudara čestica s energijama većim od energije aktivacije E ak:
z a=z× f(E ak).
Funkcija f(E ak) može se dobiti iz Maxwell-Boltzmannova zakona raspodjele. Udio molekula s energijom E veća od energije aktivacije E ak ( E>E ak) jednako je:
,
gdje n 0 je ukupan broj molekula u sustavu; n E >E ak je broj molekula koje imaju kinetičku energiju veću od energije aktivacije.
Aktivacijska energija pravih reakcija koje se ne odvijaju prebrzo i ne presporo je reda veličine E ak ~ 50÷100 kJ/mol. Imajući ovo na umu, pri temperaturama bliskim standardnim, udio molekula s energijama većim od aktivacijske energije je oko ~10 -9 ÷10 -18, tj. udio sudara čestica koji dovode do njihove interakcije prilično je mali.
Dakle, broj aktivnih sudara ovisno o temperaturi jednak je:
.
Geometrija sudara važna je za mnoge reakcije. Aktivne molekule koje se sudaraju moraju biti pravilno usmjerene jedna prema drugoj kako bi se omogućio elementarni čin interakcije. Množitelj uzima u obzir geometriju sudara R, imenovan sterički faktor. Zatim broj aktivnih sudara, uzimajući u obzir prostorni faktor ( z a *) bit će jednako: z a *=p z a.
Budući da svaki aktivni sudar dovodi do stvaranja nove molekule, broj aktivnih sudara po jedinici volumena po jedinici vremena ( z a *) odgovara, prema definiciji brzine kemijske reakcije, broju elementarnih međudjelovanja u jedinici vremena po jedinici volumena. Tako, z a *=v,
.
Prema zakonu o djelovanju mase brzina kemijske reakcije A + B ® AB je: . Stoga je brzina reakcije konstantna k odredit će se izrazom
ili ,
gdje je predeksponencijalni faktor.
Umnožak poprečnog presjeka elastičnih sudara (s) i prosječne brzine molekula () je faktor frekvencije (z 0):
.
Vrijednost z 0 je proporcionalan broju sudara molekula po jedinici volumena u jedinici vremena (broj sudara pri jediničnim koncentracijama čestica). Frekvencijski faktor slabo ovisi o temperaturi i može se smatrati konstantnom vrijednošću, koja se može izračunati iz molekularne kinetičke teorije plinova.
Sterijski faktor R uzima u obzir orijentaciju čestica u prostoru u trenutku međusobnog sudara. S povoljnom orijentacijom za stvaranje novih molekula R»1, s nepovoljnom orijentacijom R<1. Таким образом, k 0 =p×z 0 .
Teorija aktivnih sudara ne dopušta izračunavanje vrijednosti aktivacijske energije. Daljnji razvoj teorije elementarnih reakcija povezan je s uključivanjem kvantno-mehaničkog opisa preuređivanja sustava kemijskih veza u molekulama tvari koje reagiraju.
Teorija prijelaznog stanja.
U elementarnom činu kemijske reakcije sudjeluju čestice početnih tvari koje se tijekom reakcije pretvaraju u čestice produkata. Ovaj prijelaz se provodi, kao što je ranije navedeno, stvaranjem srednje nestabilne čestice, koja uključuje sve atome čestica koje međusobno djeluju, ujedinjene zajedničkim sustavom kemijskih veza. U procesu ove transformacije mijenjaju se udaljenosti između jezgri atoma koji ulaze u čestice. U adijabatskom aproksimacijskom modelu svakom međusobnom rasporedu atomskih jezgri odgovara jedna određena energetska vrijednost, tj. energija sustava bit će određena međusobnim rasporedom atoma. Ovisnost potencijalne energije sustava čestica koje međusobno djeluju o njihovim koordinatama može se promatrati kao površina u višedimenzionalnom prostoru – površina potencijalne energije. Tu površinu možemo najjasnije ilustrirati na primjeru bimolekulske reakcije AB + C ® A + BC u čijem elementarnom činu sudjeluju tri atoma.
U općem slučaju, energija tri međudjelovanja atoma ovisi o udaljenosti između njih ( r AB i rBC) i kut a. U elementarnom činu pretpostavlja se da je kut a konstantan (kut približavanja čestice C čestici AB), na primjer, kada se čestice AB i C sudaraju duž smjera komunikacijske linije a=180° (sl. 6.1). ). U tom će slučaju površina potencijalne energije biti funkcija dviju varijabli E(r AB, rBC). Površina potencijalne energije konstruirana u Kartezijevom koordinatnom sustavu prikazana je na sl. 6.2, a.
Riža. 6‑1 Prostorni raspored triju atoma tijekom elementarnog čina bimolekulske reakcije AB + C ® A + BC (sudar čestica duž smjera komunikacijske linije a=180°).
U početnom stanju energija sustava je minimalna s obzirom na raspored atoma u molekuli AB (određen r AB) i slabo ovisi o drugoj koordinati ( rBC). Na dijagramu (Sl. 6.2, a) odgovara ovom stanju izvorni materijal valley. U konačnom stanju energija sustava je minimalna s obzirom na raspored atoma u molekuli HB ( rBC) i slabo ovisi o drugoj koordinati ( r AB). Na dijagramu ovo stanje odgovara dolina proizvoda. Elementarni čin kemijske reakcije je prijelaz sustava iz doline polaznih materijala u dolinu produkata. Energetski je povoljno da se taj prijelaz izvede kroz točke minimuma na površini potencijalne energije.
Riža. 6-2 Površina potencijalne energije reakcije AB + C ® A + BC (a) i izolinije potencijalne energije (b)
Ovaj prijelaz (reakcijski put) prikazan je strelicom na dijagramu potencijalne površine, prikazan na ravnini kao sustav linija koje povezuju točke s istim vrijednostima potencijalne energije (Sl. 6.2, b). Kada se kreće iz jedne doline u drugu, energija sustava prvo raste, a zatim opada, sustav svlada prijevoj (točka P). S lijeve strane je "visoki" plato, koji odgovara stanju sustava od tri odvojena atoma A, B, C (istovremeno r AB i rBC®∞). Desno se površina "strmo" diže, budući da se istodobno smanjuju udaljenosti između atoma ( r AB i rBC® 0) dovodi do naglog povećanja energije odbijanja atoma (Sl. 6.2, a).
Stanje sustava s maksimalnom energijom (točka P) Zove se prijelazno stanje, što odgovara formiranju kratkotrajnog intermedijera od tri atoma ( aktivirani kompleks), koji ima visok sadržaj energije. Dakle, elementarna kemijska reakcija prolazi kroz fazu stvaranja aktiviranog kompleksa. To je nestabilna molekula, koja uključuje sve atome izvornih tvari i u kojoj stare kemijske veze još nisu potpuno uništene, a nove još nisu potpuno formirane.
U reakciji koja se razmatra, sustav prolazi kroz aktivirani kompleks (ABC) ¹:
Svi parametri koji se odnose na prijelazno stanje (aktivirani kompleks) označeni su superskriptom ¹.
Ako uvedemo pojam koordinate reakcije (x) - položaj sustava na putu prijelaza iz početnog stanja u konačno stanje (sl. 6.2, b), tada će promjena energije sustava tijekom elementarnog čina biti funkcija jedne varijable E(x). Oblik ove ovisnosti prikazan je na energetskom dijagramu na sl. 6.3.
Maksimum na dijagramu (točka P) odgovara prijelaznom stanju. Energija aktivacije reakcije odgovara energiji stvaranja aktiviranog kompleksa. To je energija koju čestice moraju imati da bi se dogodio elementarni čin kemijske reakcije.
Riža. 6‑3 Dijagram promjene energije sustava tijekom reakcije AB + C ® A + BC
Treba napomenuti da se teorija prijelaznog stanja temelji na nizu pretpostavki. Elementarni čin reakcije prolazi kroz stvaranje aktiviranog kompleksa na putu prevladavanja najniže energetske barijere. Proračun aktivacijske energije provodi se metodama kvantne mehanike. Vjeruje se da je aktivirani kompleks (ABC) ¹ obična molekula u kojoj je jedan vibracijski stupanj slobode zamijenjen translacijskim gibanjem duž koordinate reakcije ( x). Sustav je uvijek u stanju termodinamičke ravnoteže. Vjerojatnost prijelaza aktiviranog kompleksa u produkte reakcije određena je koeficijent prijenosa c, koji je najčešće jednak jedan.
konstanta brzine reakcije- - brzina kemijske reakcije u uvjetima kada je umnožak koncentracija reaktanata 1 mol/l. Opća kemija: udžbenik / A. V. Zholnin Konstanta brzine reakcije je koeficijent proporcionalnosti u diferencijalnoj kinetici ... ... Kemijski pojmovi
konstanta brzine reakcije- - [A.S. Goldberg. Engleski ruski energetski rječnik. 2006] Teme energija općenito EN reakcijska konstanta …
konstanta brzine reakcije- reakcijos greičio konstanta statusas T sritis chemija apibrėžtis Reakcijos, kurios reaguojančiųjų medžiagų koncentracijos lygios vienetui, greitis. atitikmenys: engl. konstanta brzine; reakcijska konstanta rus. konstanta brzine reakcije; specifično ... ... Chemijos terminų aiskinamasis žodynas
konstanta brzine reakcije- reakcijos spartos konstanta statusas T sritis Standartizacija ir metrologija apibrėžtis Reakcijos, kurios reaguojančių medžiagų koncentracijos yra lygios vienetui, sparta. atitikmenys: engl. konstanta brzine reakcije vok. Reaktionskonstante, f rus.… … Penkiakalbis aiskinamasis metrologijos terminų žodynas
Kemijska reakcija ima svoju glavnu kinetičku karakteristiku; koeficijent proporcionalnosti u kinetičkoj jednadžbi koji povezuje brzinu reakcije s koncentracijama reaktanata i njihovim stehiometrijskim koeficijentima. Za monomolekularne ... ... Veliki enciklopedijski rječnik
konstanta brzine katalitičke reakcije- - [A.S. Goldberg. Engleski ruski energetski rječnik. 2006] Energetske teme općenito EN katalitički koeficijent … Tehnički prevoditeljski priručnik
Kemijska reakcija, njezina glavna kinetička karakteristika; koeficijent proporcionalnosti u kinetičkoj jednadžbi koji povezuje brzinu reakcije s koncentracijama reaktanata i njihovim stehiometrijskim koeficijentima. Za monomolekularne ... ... enciklopedijski rječnik
konstanta brzine kemijske reakcije- promjena količine (koncentracije) tvari koja stupa u reakciju ili nastaje tijekom procesa, po jedinici vremena pri zadanoj temperaturi i koncentracijama svih komponenata jednakih jedan: d[A] / dt = ... ... Enciklopedijski rječnik metalurgije
Chem. reakcije, njegova glavna kinetička. karakteristika; koeficijent proporcionalnost u kinetičkoj. urnia, povezujući brzinu reakcije s koncentracijama reagirajućeg ina i njihovim stehiometrijskim. koeficijenti. Za monomolekulske reakcije To. ima dimenzije... Prirodna znanost. enciklopedijski rječnik
Relativne konstante brzine reakcije CH 3 I + Cl - u različitim otapalima na 25 ° C (prema Parkeru)- Konstanta relativne brzine otapala CH3OH 1 HCONH2 12,5 HCONHCH3 … Kemijska referenca
