Класифікація хімічних реакцій

Усі хімічні реакції можна класифікувати наступним чином:

І. Прості

1. Одномолекулярні: A → B; A → B + C

2. Двомолекулярні: A + B → C; 2A → B

3. Тримолекулярні: A + 2B → C; 3A → B

4. Псевдомономолекулярні

Іі. Складні

1. Паралельні C ← A → B

2. Оборотні A ↔B

3. Спряжені A + B → F, A + C → D

4. Послідовні A → B → C

5. Ланцюгові

6. Фотохімічні

Хімічна кінетика. Вплив температури та каталізаторів на швидкість шімічних Основні поняття, визначення, формули.

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

 - температурний коефіцієнт реакції

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

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

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

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

Взагалі, швидкість хімічної реакції при підвищенні температури визначається формулою:

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

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

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

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

де,

К - константа швидкості хімічної реакції;

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

е - основа натуральних логарифмів;

Е_а - енергія активації;

R - універсальна газова постійна;

Т - абсолютна температура.

Розмірність Е_а =  

Логарифмуємо рівняння Арреніуса і одержимо:

Визначаємо К при різних температурах і знаходимо А.

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

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

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

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

Теорія перехідного стану складається з двох положень.

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

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

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