знати кількість зіткнень молекул за одиницю часу в одиниці об’єму і частку зіткнень, які призводять до взаємодії реагентів. Добуток цих двох величин становить кількість молекул, що прореагували за 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.

Положення тео р і ї п ер ех і дно го ста ну .

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. Додаткову енергію, яка необхідна для переходу системи з вихідного стану в активований комплекс, називають ен ер г ією а кт и ва ц ії .

2. Активований комплекс з вихідними речовинами знаходиться у рівновазі.

ПОРЯДОК I МОЛЕКУЛЯРНIСТЬ РЕАКЦІЇ

Для характеристики механізму хімічних реакцій в кінетиці застосовують порядок і молекулярнеість реакції. Мо ле к ул я р ніс т ь

По р ядо к р еа кц ії - сума показників степенів при концентраціях реагуючих речовин в рівнянні закону діючих мас. (Показники степеней встановлюються експериментально) (n = а + в). Молекулярність реакції - поняття теоретичне, порядок реакції - експериментальна величина. Якщо процеси прості, тобто протікають в одну стадію, то порядок i

пі вр о з п ад у характеризує проміжок часу, впродовж якого концентрація лікарського засобу в крові зменшиться наполовину. Розрізняють реакції першого, другого, третього, а також нульового та дробового порядків (табл.18).

Таблиця 18. Характеристика реакцій різних порядків

ПОНЯТТЯ ПРО МЕХАНІЗМ ХIМIЧНОЇ РЕАКЦІЇ

Записи хімічних реакцій з допомогою хімічних рівнянь не дає правильної iнформацiї про механiзм реакції, бо створює враження, що процес простий, тобто проходить в одну стадiю.

Під ме ха н і змо м р еа кц і ї розуміють детальний опис шляху від реактантів до продуктів реакції, включаючи характеристику проміжного процесу. За механізмом перебігу реакції поділяють на молекулярні, йонні та радикальні. Він визначається природою частинок (молекул, йонів, радикалів), які беруть участь в елементарному акті взаємодії.

Еле ме нта р ни м а кто м хім ічно ї р еа кц ії називають одиничний акт взаємодії або перетворення частинок у результаті якого

утворюються нові або проміжні продукти реакції. Кожний елементарний акт здійснюється через певний проміжний стан або активований комплекс.

Основнi типи складних реакцій

Цих стадiй може бути бiльше. У цьому випадку змiна концентрації речовин з часом носить складний характер.

3 . С уп р я же н i ( по єд н ан і ) - це реакції, одна з яких проходить лише при протiканнi iншої. Наприклад, реакцiя

HJ + H2CrO4 J2 + Cr2O3 + H2O відбувається лише в присутностi iншої реакції: FeO+H2CrO4 Fe2O3+ Cr2O3 + H2O. Механiзми таких процесiв достатньо складнi.

4 . Ла нц ю го в i - це зв'язана система реакцiй, що протiкають паралельно, послiдовно з участю вiльних радикалiв:

Cl2 Cl* + Cl*

Cl* + H2 HCl + H* H* + Cl2 HCl + Cl* ...

КАТАЛІЗ І КАТАЛІЗАТОРИ

Речовини, якi змiнюють швидкiсть хiмiчної реакцiї, але не витрачаються при проходженнi її, називаються ка та л i за то р а ми . Хiмiчнi реакцiї, якi протiкають в присутностi каталiзатора,

називаються ка т а л i ти ч н и ми . Ni

СН4 (г) + Н2О

СО (г) + Н2 (г)

CH3OH Сr2O3 + ZnO

Явище змiни швидкостi реакцiї в присутностi каталiзатора називається к а т а л i з о м .

У залежностi вiд агрегатного стану реагуючих речовин i каталiзаторiв. Каталiз буває гомогенним, гетерогенним і мікроегетерогенним.

Го мо ге н ни й - pеагуючi pечовини i каталiзатоp знаходяться в одному агрегатному станi. Наприклад: реакцiя утворення NH4Cl в присутностi парiв води:

H2O(г)

NH3(г) + HCl(г) NH4Cl(тв)

Ге тер о ге нни й каталiз - реагуючi речовини i каталiзатор знаходяться в рiзних агрегатних станах:

Pt (тв)

NH3(г) N2(г) + 3Н2(г)

Принципова відмінність гетерогенного катілазу від гомогенного полягає в тому, що стадії перетворення передує адсорбція.

Мі кр о г ет ер о г ен ни й каталіз – каталіз ферментами і колоїдами, особливість якого полягає в тому, що реакційна система є розчином, але розміри молекул реагентів набагато менше розмірів макромолекул каталізатора. Крім того, має місце адсорбція як в гетерогенних системах.

Каталiз буває п о зи ти в ни м (коли каталiзатор збiльшує швидкiсть реакцiї) i не га ти вни м (каталiзатор зменшує швидкiсть реакцiї). Каталiзатори, що сповільнюють швидкість хімічних реакцій, називаються i н г i б i то р а м и .

Механізм дії каталізатора

Механізм дії каталізатора за сучасними уявленнями пояснюється утворенням проміжних сполук. Механiзм дiї каталiзатора K в реакцiї A + В = AB можна схематично показати так:

A + K = AK (AK - промiжна сполука.)

AK + B = AB + K A + B = AB

У присутностi каталiзатора змiнюється шлях, по якому проходить сумарна реакцiя, тому змiнюється її швидкiсть.

Наприклад: 2SO2 + O2 = 2SO3 повiльно Механiзм: 2NO + O2 = 2NO2 (швидко)

NO2 + SO2 = SO3 + NO (швидко)

NO - каталiзатор, NO2 - промiжна сполука.

Характерні особливості каталізаторів

1.Каталізатор не впливає на загальну стехіометрію реакції.

2.Каталізатор зменшує енергію активації процесу, завдяки чому

збільшується її швидкість. Так для реакції H2 I2 K 2HI енергія активації процесу за дії різних каталізаторів дорівнює:

Каталізатор понижує порядок реакції. Так, для реакції:

3.Каталізатор скорочує час досягнення рівноваги і не впливає на константу рівноваги.

4.Каталізатор характеризується селективністю, тобто прискорює одну з кількох термодинамічно можливих (паралельних) реакцій.

5.Каталізатор характеризується специфічністю, тобто здатністю прискорювати лише одну реакцію або групу однотипних реакцій.

Активність каталізаторів виражають ч и с ло м о бе р ті в . Для гомогенних систем ця величина є швидкістю каталітичної реакції, віднесеної до концентрації каталізатора, а для гетерогенних – до числа

центрів на одиниці поверхні каталізатора. У гомогенному каталізі ця величина рівна 1, в гетерогенному – 104, ферментативному – 105.

Каталітичні процеси застосовують на хімічних виробництвах (добування сульфатної кислоти, амоніаку) у виробництві лікарських речовин (фенацетин, аміназин).