Химическая кинетика. Раздел 2

1. Дисциплина Химия

Раздел 2
Химическая кинетика
Дисциплина Химия

2.

Например,
реакция проходит очень быстро при комнатной температуре:
2 NО( г ) + О2 ( г ) = 2 NО2 ( г )
G0 298
= - 150 кДж/моль
В обычных условиях
не протекает, но в
катализатора при t =7000С протекает мгновенно:
2 H2 (г) + О2 (г) = 2 Н2О(г)
G0298
присутствии
= - 476 кДж/моль
2

3.

Химическая кинетика – это раздел химии,
изучающий скорость и механизмы протекания
химических реакций.
3

4. Общие понятия

Скорость химической реакции равна изменению количества
вещества в единицу времени в единице реакционного
пространства.
4

5. Средняя скорость:

С
.
где ∆С – изменение концентрации, моль/л;
∆Ʈ - время, в сек.;
знак «-» - уменьшение концентрации исходных веществ;
знак «+» - увеличение концентрации продуктов.
5

6. Мгновенная скорость:

dc
.
d
6

7.

В зависимости от типа химической реакции меняется характер
реакционного пространства.
Гомогенной реакцией называется реакция, протекающая в
однородной среде (в одной фазе).
Гетерогенные реакции протекают на границе раздела фаз,
например твердой и жидкой, твердой и газообразной.
7

8.

Скоростью гомогенной реакции называется количество
вещества, вступающего в реакцию или образующегося в
результате реакции за единицу времени в единице
объема системы:
n
С моль
гом ог
V л с
8

9. Скоростью гетерогенной реакции называется количество вещества вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции за

единицу
времени на единице поверхности фазы
n
моль
гетерог
2
S м с
где S – площадь поверхности фазы, на которой протекает реакция.
Например, реакция металла идет только на поверхности металла:
Fe + 2 HCl = FeCl2 + H2 .
9

10. Скорость реакции зависит от многих факторов:

1. Природа реагирующих веществ.
2. Концентрация реагирующих веществ.
3. Температура.
4. Присутствие катализаторов.
5. Давление (для реакций с участием газов );.
6. Природа растворителя (для реакций растворов).
7. Форма и размеры сосуда.
8. Степень измельчения.
9. Агрегатное состояние.
10. Интенсивность света (в фотохимических реакциях).
10

11. 1. Зависимость скорости от концентрации реагирующих веществ

1. Зависимость скорости
реагирующих веществ
от
концентрации
Основным законом химической кинетики является открытый
норвежскими учеными математиком Гульдбергом и химиком
Вааге (1867 г.)
Закон действующих масс:
Скорость
химической
реакции
прямо
пропорциональна
произведению
молярных
концентраций реагирующих веществ, взятых в
степенях,
равных
стехиометрическим
коэффициентам.
11

12.

Для реакции
аА + bB cC+dD…
закон выражается уравнением:
= k·CAa · CBb,
= k·CCc · CDd,
Где
Сi – молярные концентрации реагирующих веществ и
продукты, моль/л;
a, b, c, d – стехиометрические коэффициенты в уравнении
реакции;
k – коэффициент пропорциональности, называемый
константой скорости.
12

13.

Константа скорости – это скорость реакции при
концентрациях реагирующих веществ равных 1 моль/л.
Константа скорости реакции зависит:
• от природы реагирующих веществ,
•температуры,
•присутствия катализатора,
•но не зависит от концентраций реагентов.
13

14.

ЗДМ применим только для гомогенных систем.
Если одно из реагирующих веществ находится в твердом
состоянии, то реакция происходит на поверхности раздела и в
уравнение ЗДМ концентрация твердого вещества не
включается.
Для реакции:
aA(г) + bB(к) …
.
v k С
а
А
Например, для реакции:
Са(к) + 0,5О2(г) = СаО(к),
0.5
O2
=k· C
14

15. 2. Зависимость скорости реакции от температуры

Cинтез воды
2Н2 + О2 = 2Н2О,
При t = 20оС, ее практически осуществить невозможно,
чтобы она прошла на 15% потребуется 54 миллиарда лет.
При t = 500оС - необходимо всего 50 минут.
При t = 700оС - реакция происходит мгновенно.
15

16. Правило Вант-Гоффа:

При повышении температуры на каждые 10°
скорость большинства химических
реакций
увеличивается в 2-4 раза:
T2 T1·
T2 T1
10
,
где - температурный коэффициент.
16

17.

– температурный коэффициент скорости
реакции – это число, показывающее во сколько
именно раз увеличивается скорость химической
реакции при повышении температуры на 10 0С.
изменяется обычно от 2 до 4.
17

18.

3. Зависимость скорости реакции от природы
реагирующих веществ
Энергией активации называется минимальная
избыточная энергия, которой должны обладать
соударяющиеся молекулы, чтобы их столкновение
могло привести к образованию нового вещества.
Еа= кДж
моль
Еа для химических реакций лежит в пределах 40–400 кДж/моль.
18

19. Зависимость от температуры и Еа: Уравнение Аррениуса:

Ea
RT
k Ae ,
где k – константа скорости реакции;
R – газовая постоянная, Дж/моль•К;
Т – абсолютная температура, К;
Еа – энергия активации, кДж/моль;
е – основание натурального логарифма (е = 2,72);
А – предэкспоненциальный множитель, не зависящий
температуры и концентрации.
от
19

20. Для расчетов используют уравнение Аррениуса, преобразованное для двух температур:

V
Т 2 Т1
T2
а 19,15 Т Т lg V
2 1
T1
20

21.

Между скоростью протекания химической реакции и
ее
продолжительностью
существует
обратнопропорциональная зависимость:
T2
T1
где
T1
T2
,
T1 и T2 - время протекания реакции при
температурах Т1 и Т2.
21

22.

Уравнение Аррениуса показывает, что скорость реакции
определяется энергией активации, которая необходима для
перехода системы в активированный комплекс.
Схема образования активированного комплекса:
22

23.

А - реагенты, В - активированный комплекс, С - продукты.
Н = Е а – Е а
ЕABCD* = max
Еа, экз < Eа, энд
Экзотермическая реакция
Эндотермическая реакция
Рис. Энергетическая диаграмма хода реакции с образованием активированного
комплекса
Чем больше энергия активации Ea, тем сильнее возрастает скорость
реакции при увеличении температуры.
23

24.

Если Еа < 40 кДж/моль, то реакция протекает
очень быстро, что характерно для реакции в
растворах между ионами.
Если Еа > 120 кДж/моль, то скорость реакции
очень мала, что характерно для реакций между
органическими веществами.
24

25. Задачи

Пример 1. Как изменится скорость реакции
4HCl(г) + О2(г) 2Cl2(г) + 2H2O(г),
если увеличить в 3 раза:
а) концентрацию кислорода;
б) концентрацию хлороводорода;
в) давление?
25

26.

Решение.
Запишем выражение ЗДМ для данной реакции
4HCl(г) + О2(г) 2Cl2(г) + 2H2O(г)
скорость реакции:
kC
4
(HCl)
·C(O2 )
26

27.

Решение.
А) концентрацию кислорода увеличим в 3 раза.
kC
·3C(O2 ) 3kC
4
(HCl)
4
(HCl)
·C(O2 )
Найдем, как изменится скорость при увеличении концентрации
кислорода в 3 раза:
3 скорость увеличилась в 3 раза
o
4
kC(HCl)·C(O2 )
4
3kC(HCl)
·C(O2 )
27

28.

Б) Если в 3 раза увеличить концентрацию HCl, то она будет
равна 3С(HCl).
k(3C(HCl) ) ·C(O2 ) 81kC
4
Найдем,
как
изменится
концентрации HCl в 3 раза:
4
(HCl)
скорость
·C(O2 )
увеличении
81 скорость увеличилась в 81раз
o
4
kC(HCl)·C(O2 )
4
81kC(HCl)
·C(O2 )
28

29.

В) Увеличение давления в 3 раза во столько же раз
увеличивает концентрацию газообразных реагирующих
веществ
k(3C(HCl) ) ·3C(O2 ) 243kC
4
4
(HCl)
·C(O2 )
Найдем, как изменится скорость при увеличении давления в 3 раза
4
243C(HCl)·C(O2 )
243 скорость увеличилась в 243 раза
o
4
kC(HCl)·C(O2 )
29

30.

Пример 2. Как изменится скорость реакции
2NO(г) + О2(г) 2NO2(г),
когда прореагирует 55% кислорода, если начальные
концентрации реагирующих веществ соответственно равны:
С
o
(NO)
6 моль / л; С
o
(O2 )
5 моль / л?
30

31.

Решение.
Запишем выражение закона действия масс для данной реакции:
2NO(г) + О2(г) 2NO2(г)
2
kC(NO)
·C(O2 )
1. Найдем скорость реакции в начальный момент времени
k6 ·5 180k
o
2
2. Найдем количество прореагировавшего кислорода
C(O2 ) 5 0,55 2,75 моль/ л
31

32.

3. Найдем текущую концентрацию кислорода, т.е. в момент, когда
прореагирует 55% О2
С(O2 ) С (O2 ) С(O2 ) 5 2,75 2,25 моль / л
o
4. Найдем количество прореагировавшего оксида азота (II).
В соответствии со стехиометрией реакции 2NO + О 2NO
(г)
С(NO)
2
C(NO)
С(O2 )
2(г)
;
1
2 С(O2 )
1
2(г)
2 2,75 5,5 моль / л.
32

33.

5. Найдем текущую концентрацию NO
С(NO) = С0 - ∆С = 6 – 5,5 = 0,5 моль/л.
6. Найдем текущую скорость реакции
= k • 0,52 • 2,25 = 0,56k.
7. Найдем, во сколько раз уменьшится скорость реакции,
когда прореагирует 55% кислорода
180k
321.
0,56k
о
Ответ. Скорость реакции уменьшилась в 321 раз.
33

34.

Пример
3.
При
353
К
реакция
заканчивается за 20 с. Сколько времени
длится
реакция
при
293
К,
если
температурный коэффициент этой реакции
равен 2,5?
34

35.

Решение:
Запишем правило Вант-Гоффа
T2 T1·
T2 T1
10
,
T2
T1
T1
T2
,
35

36. 4. Влияние катализатора на скорость реакции

Катализ – изменение скорости химической реакции при
воздействии веществ (катализаторов), которые участвуют в
реакции, но не входят в состав продуктов.
Катализатор – это вещество, изменяющее скорость
химической реакции, но само в реакции не расходуется.
Реакции, протекающие под
называются каталитическими.
действием
катализаторов,

37.

КАТАЛИЗАТОРЫ
Положительные
катализаторы являются
ускорителями
каталитических процессов
называются активаторами.
Отрицательные
катализаторы являются
замедлителями химических
реакций называются
ингибиторами.
Пример: процесс окисления
аммиака на платине при
получении азотной кислоты.
Пример: упаковочные материалы,
содержащие ингибиторы коррозии.

38. Действие катализаторов

1. Не изменяет тепловой эффект реакции.
2. Снижает энергию активацию прямой и обратной реакций на
одну и ту же величину.
3. В одинаковой степени увеличивает скорость прямой и
обратной реакций, при этом сокращая время достижение
равновесия.
4. Действие является избирательным, что определяется
природой катализатора и условиями применения.
38

39. Требования, предъявляемые к промышленным катализаторам

1. они были твёрдыми (процесс может быть реализован в
непрерывном режиме).
2. гетерогенные катализаторы должны быть механически
прочными (под действием потока реагента они превратятся в
мелкую пыль и будут унесены из реактора).
3. концентрация активных центров в единице объёма
катализатора должна быть максимально возможной.
4. катализатор должен быть дешёвым, химически стойким и
нетоксичным.

40.

В зависимости от агрегатного состояния катализатора и
реагирующих веществ различают:
Гомогенный катализатор:
растворы кислот,
оснований, солей.
Гетерогенный катализатор:
переходные металлы, их
оксиды, сульфиды и др.

41. Механизм гомогенного катализа Теория промежуточных соединений

Кat
А + В → АВ
1. катализатор вступает в химическое взаимодействие с одним из
исходных веществ, образуя непрочное промежуточное соединение:
А + Кat → АКat
2. промежуточное соединение АКat взаимодействует с
исходным веществом, при этом катализатор освобождается:
АКat + В → АВ +Кat
3. суммируя оба процесса, то получим исходное уравнение:
А+В → АВ
другим

42.

Катализатор принимает участие в химической реакции:
на одной стадии он расходуется,
на другой – регенерируются.
Рис. Энергетические диаграммы каталитической (1) и
некаталитической (2) реакции

43.

Пример. Влияние катализатора на снижение энергии
активации процесса Еа при реакции распада иодида
водорода
2 HI = H2 + I2
без катализатора
катализатор Au
катализатор Pt
Ea
RT
k Ae ,
Еа , кДж/моль
168
105
59
Для данной реакции уменьшение Еа на
40
кДж
соответствует
повышению
скорости реакции при 500 К в 30 000 раз.

44. Гетерогенный катализ

Гетерогенные реакции связаны с процессами переноса
вещества.
В ходе гетерогенной реакции можно выделить три стадии:
1.подвод реагирующего вещества к поверхности;
2.химическая реакция на поверхности;
3.отвод продуктов реакции от поверхности.
Скорость гетерогенного процесса зависит от величины
поверхности раздела, следовательно, катализатор должен
находиться в измельченном состоянии.
44

45. Значение катализа

Полезные ископаемые с помощью катализатора
превратить в полезные синтетические материалы;
можно
Производство твёрдых жиров из жидких масел невозможно без
катализатора (например, маргарина);
В хлебопечении большое значение имеет фермент амилаза, от
активности амилазы зависит скорость брожения теста;
Некоторые ферменты применяют в медицине (например, пепсин).
Каталитические явления широко распространены в природе:
дыхание, усвоение питательных веществ клетками, синтез
белков.

46. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

47. Обратимые и необратимые реакции

Реакции, которые протекают только в одном направлении и
завершаются полным превращением в конечные продукты,
называются необратимыми.
Пример: 2KClO3 → 2KCl+3O2
Реакции, которые могут одновременно протекать в двух
взаимно
противоположных
направлениях,
называются
обратимыми.
Пример: 2H2(г) + O2(г) ↔ 2H2O(г)

48.

Состояние системы, при котором скорости прямой и обратной
реакций равны, называется химическим равновесием.
Рис. Кинетическая кривая - изменение скорости прямой и
обратной реакций с течением времени.
48

49. Константа равновесия

Любое химическое равновесие количественно характеризуется
константой равновесия.
Для обратимой гомогенной реакции:
mA r nB r pC r qD r
m
n
[ B]
скорость прямой реакции: V k [ A]
p
q
скорость обратной реакции
V k [C ] [ Д ]
Равновесные
концентрации
веществ
:
49

50.

Константа равновесия – это отношение произведения
равновесных концентраций продуктов реакции к произведению
равновесных концентраций исходных веществ, взятых в
степенях равных их стехиометрическим коэффициентам.
[C ] [ Д ]
Kp
m
n
[ A] [ B]
p
p
Константа равновесия зависит:
•от природы реагентов,
•температуры,
•но не зависит от их начальных концентраций.

51.

Например:
Для реакции N2(г) + 3Н2(г) 2NH3(г)
константа равновесия:
NH 3
Kp
.
3
N 2 H 2
2
51

52.

Если реакция протекает в газовой фазе, то константа
равновесия
рассчитывается
через
равновесные
парциальные давления.
Например, для реакции синтеза аммиака
N2(г) + 3Н2(г) 2NH3(г) :
Kp
P 2 (NH3 )
3
P(N2 ) ·P (H2 )
.
В случае обратимых гетерогенных реакций концентрации
твердых веществ в выражение константы не входят.

53. Константа равновесия характеризует степень превращения исходных веществ в продукты реакции:

При Кр>>1 равновесие обратимой реакции смещено в
сторону прямой реакции, т.е. реакция дает большой
выход продуктов.
При Kр<<1 выход продуктов очень мал и равновесие
смещено в сторону исходных веществ.

54.

Пример 1.
При
синтезе
аммиака
N2(г)
+
3Н2(г)
2NH3(г)
равновесие установилось при следующих концентрациях
реагирующих веществ, моль/л: [N2]=2,5; [H2]=1,8; [NH3]=3,6.
Рассчитайте константу равновесия этой реакции и начальные
концентрации азота и водорода.

55.

Решение.
1. Рассчитаем константу равновесия:
2
2
[ NH 3 ]
3,6
Kр
0,89.
3
3
[ N 2 ]·[ H 2 ]
2,5·1,8
2. Найдем изменение концентраций азота и водорода, исходя из
стехиометрии реакции:
С(N2 )
1
С(H2 )
3
С(NH3 )
2
55

56.

3. Найдем количество прореагировавшего азота:
Так как до реакции начальная концентрация продуктов реакции
равна нулю.
С ( А) [ А] C( А)
o
С( NH 3 ) NH 3 ;
С ( N 2 )
1
С( N2 )
С( NH 3 )
2
С ( NH 3 )
2
[ NH 3 ] 3,6
1,8 моль / л.
2
2
56

57.

4. Найдем начальную концентрацию азота:
Сo(N2 ) [N2 ] C(N2 ) 2,5 1,8 4,3 моль / л.
57

58.

5. Найдем количество прореагировавшего водорода
С(H2 )
3
С(H2 )
С(NH3 )
;
2
3· С(NH3 )
2
3·[NH3 ] 3·3,6
5.4 моль / л.
2
2
6. Найдем начальную концентрацию водорода
Сo(H2 ) 1,8 5,4 7,2 моль/ л.
58

59.

Пример 2.
Константа равновесия реакции С(к) + СО2(г) 2СО(г)
равна 1,85. Равновесная концентрация СО2 равна
9 моль/л. Вычислить исходную концентрацию СО2.
59

60.

Решение:
1. Запишем константу равновесия и найдем равновесную
концентрацию СО:
[CO]2
Kр
CO K p CO2 1.85 9 4.1моль / л.
[CO2 ]
2. Находим изменение ΔСО2 из стехиометрии реакции:
ССО2
1
ССО
4,1
ССО2
2,05 моль / л.
2
2
60

61.

3. Найдем начальную концентрацию СО2:
С СО2 [СО2 ] CСО2 9 2,05 11,05 моль / л.
o
61

62. Смещение химического равновесия

Принцип Ле Шателье:
если на систему, находящуюся в равновесии, оказать
внешнее воздействие, то равновесие системы
сместится в сторону той реакции, которая ослабляет
это воздействие.
62

63. 1. Влияние концентрации - смещение равновесия может быть вызвано изменением концентрации одного из реагентов.

Увеличение концентрации одного из реагирующих
веществ смещает равновесие в сторону образования
конечных продуктов.
С
уменьшением
концентрации
одного
из
реагирующих веществ смещает равновесие в сторону
образования этого вещества.
63

64.

Например:
В какую сторону сместится химическое равновесие реакции
СO(г) + Н2О(г) ↔ Н2(г) + СO2(г),
1.при увеличении концентрации СO(г) ;
2.при уменьшении концентрации Н2О ?
1. «вправо→»;
2. «влево←».
64

65. 2. Влияние температуры - определить направление смещения равновесия при изменении температуры можно по знаку теплового эффекта

реакции.
Повышение температуры смещает равновесие в
сторону эндотермической реакции.
Понижение температуры смещает равновесие в
сторону экзотермической реакции.
65

66.

Например:
В какую сторону сместится химическое равновесие при повышении
температуры?
экзо
N2(г) + 3Н2(г) 2NH3(г) , ∆Н=-92,4 кДж
эндо
Ответ: Синтез аммиака - экзотермическая реакция, при
повышении температуры равновесие в системе сдвигается влево.
66

67. 3. Влияние давления - изменение давления оказывает влияние на равновесие в том случае, если в реакции участвуют газообразные

вещества.
при
повышении
внешнего
давления
равновесие
смещается
в
сторону
той
реакции,
которая
сопровождается уменьшением количества газообразных
веществ.
при
понижении
внешнего
давления
смещается
в
сторону
увеличения
газообразных веществ.
равновесие
количества
67

68.

Например:
В какую сторону сместится химическое равновесие при
повышении давления?
4 моль
= 2 моль
N2(г) + 3Н2(г) 2NH3(г)
Ответ: равновесие сместится вправо.
68

69.

Задача.
Запишите выражение константы равновесия для уравнения:
2FeS2(к) + 7O2(г) = 2FeO3(к) + 4SO2(г), ∆H<0.
Увеличится ли выход продуктов реакции при:
а) уменьшение температуры;
б) увеличение давления.
69

70.

Выход продуктов реакции (количество продуктов)
пр
– увеличивается в том случае, если равновесие сместится вправо
Решение:
2FeS2(к) + 7O2(г) = 2FeO3(к) + 4SO2(г),
Запишем выражение константы равновесия:
SO2
Kp
7
O2
4
70

71.

А) Тепловой эффект реакции ∆H<0.
экзо
2FeS2(к) + 7O2(г) = 2FeO3(к) + 4SO2(г),
эндо
Следовательно, при уменьшении
равновесие сместиться вправо, а
увеличится.
температуры
пр
-
71

72.

Б) Изменение давления влияет на газообразные вещества.
7 моль газов = 4 моль газов
2 FeS2(к) + 7 O2(г) ↔ 2 FeO3(к) + 4 SO2(г).
Следовательно, с увеличением
сместиться вправо,
- увеличится.
пр
давления
равновесие
72

73.

Задача.
Реакция протекает по уравнению А+В=2С.
Определите равновесные концентрации, если
исходные концентрации А=0,5 моль/л и
В=0,7 моль/л, а константа равновесия 50.

74.

Начальная
Вещество концентрация
Сº, моль/л
А
0.5
В
0.7
С
0
Изменение
концентрации
∆С, моль/л
х
х
2х
Равновесные
концентрации
[C], моль/л
0,5-х
0,7-х
2х
Х=0,44
[А]=0,06 моль/л, [B]=0,26 моль/л, [C]= 0,88 моль/л

75.

Молекулярность и порядок реакций
Молекулярность
реакции
число
одновременно вступающих во взаимодействие.
молекул,
В элементарном акте реакции могут принимать участие одна,
две или три молекулы.
По этому признаку различают:
• мономолекулярные,
•бимолекулярные
•тримолекулярные реакции.
75

76.

1. мономолекулярная реакция – в элементарном акте
участвует одна молекула:
Например, диссоциация молекулярного иода на атомы
I2 = 2I
Кинетическое уравнение имеет вид:
V=k·C
V = k · CI2
76

77.

2. бимолекулярные реакции – в элементарном акте
участвуют две молекулы одного или различного вида.
Например:
I 2 + H2 = 2H I
Кинетическое уравнение имеет вид:
V = k · C1 · C2
V = k · CH · CI
2
2
77

78.

3. тримолекулярные реакции – в элементарном акте
участвуют три молекулы одного или различных видов.
Например:
2NO + H2 = N2O + H2O
Кинетическое уравнение имеет вид:
V = k · C1 · C2· C3
- для конкретного примера:
V = k · C21 · C2
V = k · CNO2 · CH2
78

79.

например,
протекает по следующему механизму:
первая стадия
вторая стадия (медленная)
третья стадия
Лимитирующей стадией называют стадию, которая из
всех стадий протекает значительно медленнее других.
Она определяет скорость всего процесса.
79

80.

Порядок реакции – это сумма степеней концентраций
веществ в кинетическом уравнении.
Для простых гомогенных реакций, протекающих в одну
стадию, молекулярность и порядок реакции совпадают.
I 2 + H2 = 2H I
N2 + 3H2 = 2NH3
V = k · CH · CI
2
2
- реакция 2-го порядка
V = k · CN2· C3H - реакция 4-го порядка
2
Для сложных
реакций, протекающих в несколько стадий, формальное
представление о порядке не связано с истинной молекулярностью реакции.
80

81. Классификация химических реакций по механизму протекания

Простые реакции протекают в одну стадию и называются
одностадийными (или элементарными).
Сложные реакции протекают либо последовательно, либо
параллельно,
либо
последовательно-параллельно,
и
называются многостадийными.

82.

Многостадийные реакции
А) Последовательные реакции - реакции, которые протекают
через промежуточные стадии.
Например:
реакция 2A+3B=A2B3 может идти через стадии:
A+B=AB
(1)
A+АB=A2B
(2)
A2B+2B=A2B3
(3)
________________________________________
2A+3B=A2B3

83.

Б) Параллельные реакции - реакции, которые одновременно
идут в нескольких направлениях.
C
А+B
D
E
Например, термическое разложение хлората
одновременно протекать в двух направлениях :
4 KClO3
4 KCl + 6 O2
4 KClO3 3 KClO4 + KCl
калия
может

84.

B) Сопряженные реакции – это реакции, в которых с одним и
тем же реагентом одновременно взаимодействуют два или более
веществ.
Например:
1) A+B=AB ∆G<0
2) A+D=AD ∆G>0
Эти реакции возможны при условии
Gr (1) Gr (2)

85.

Г) цепные реакции – реакции, которые протекают с
участием активных центров – атомов, ионов или
радикалов.
Цепной механизм включает стадии:
1.зарождение (инициирование);
2.рост;
3. обрыв цепи.

86.

Д)
Колебательные
реакции
–
реакции,
которые
характеризуются
колебаниями
концентрации
некоторых
промежуточных соединений и соответственно скоростей
превращения.
Примеры:
ОВР, реакции сопровождающиеся появлением новой фазы вещества.
Причина возникновения колебаний концентрации - наличие обратных связей
между отдельными стадиями сложной реакции.
Колебания часто возникают при работе промышленных проточных
реакторов. Снижают однородность продукта, приводят к аварийным
ситуациям.