Простая реакция. Скорость реакции

XII. 1. ПРОСТАЯ РЕАКЦИЯ. СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ [c.705]

Молекулярность простых реакций совпадает с общим кинетическим порядком реакции (табл. 8.1). Порядок реакции определяет характер зависимости скорости от концентрации. Обы ыы (суммарный) кинетический порядок реакции — сумма показателей степеней при концентрациях реагирующих веществ в уравнении скорости реакции, определенном экспериментально. Так, если для реакции А- -В- -С- продукты кинетическое уравнение, определенное экспериментально, имеет вид [c.105]

И, наконец, Христиансен впервые в химии приходит к следующим выводам При простой реакции возможное иногда тормозящее влияние примесей имеет такой характер, что при их относительно малых в сравнении с реагирующими веществами концентрациях даже довольно значительное изменение такой концентрации может вызвать сравнительно малое или нулевое изменение скорости реакции. [c.289]

Каталитические индикаторные реакции, используемые для анализа, должны отвечать ряду требований. Зависимости скорости реакции от концентрации реагентов, температуры и pH раствора в оптимальных условиях не должны быть резко выражены. Кинетические кривые должны иметь простую форму (близкую к линейной зависимости от времени) . Желательная линейная зависимость скорости реакции от концентрации катализатора, Метод измерения скорости реакции (концентрации индикаторного вещества) должен быть простым, достаточно чувствительным, непрерывным. Эти требования, облегчающие применение индикаторных реакций, связаны с природой реагентов и способом измерения скорости каталитической реакции. [c.7]

Количественная оценка действия катализаторов. Увеличение скорости реакции, вызываемое катализатором, характеризует его активность. Об активности катализатора простой реакции судят по значению константы скорости реакции (см. стр. 24). Чем она больше, тем выше активность катализатора. Если для какой-либо простой реакции известно несколько катализаторов, то, сопоставив константы скорости реакции при одной и той же температуре и разных катализаторах, можно установить, какой из катализаторов активнее (если уравнения скорости одинаковы). Так, для контактного окисления двуокиси серы известны как катализаторы платина, пятиокись ванадия, окись железа. При 400 самым активным из них является платина, окись железа практически неактивна. При повышении температуры (до определенной для каждого катализатора границы) скорость реакции растет, но неодинаково, и, например, при 700° окись железа по активности сближается с платиной. [c.71]

В первой части книги рассматриваются вопросы формальной кинетики простых реакций (порядок реакции, константа скорости, кинетические уравнения различных порядков), математические характеристики сложных кинетических систем и экспериментальные характеристики простых и сложных кинетических систем. Вторая часть имеет вспомогательный характер — она посвящена статистическим методам, применяемым к системам из большого числа частиц при равновесии. В третьей — рассматриваются вопросы кинетики гомогенных реакций в газах (реакции мономолекулярные, бимолекулярные, тримолекулярные, сложные реакции в газовой фазе взрывные процессы и процессы горения). Четвертая, последняя, часть посвящена реакциям в конденсированной фазе (кислотно-основной катализ, реакции окисления-восстановления, радикальная полимеризация, гетерогенный катализ). [c.4]

Это уравнение, однако, неприменимо для определепия концентраций этил-радикалов, так как в реакциях (2), (3) и (4) происходит их повторное образование. Согласно предыдущей формуле реакции (3) и (4) проходят с равными скоростями. Поэтому этил-радикалы, полученные по реакции (3), уничтожаются по реакции (4), и этапы развития не влияют на концентрацию этил-радикалов, которая просто определяется скоростью реакций (2) и (5) согласно следующему уравнению [c.22]

Несмотря на значительный объем опубликованных исследований наши знания о реакциях окисления простейших углеводородов остаются пока далеко неудовлетворительными. Фактически жидкофазное окисление таких относительно сложных соединений, как кумол или высшие олефины, изучено лучше, чем окисление этана или пропана. Критические способности заинтересованного исследователя редко подвергаются таким испытаниям, как при изучении всей обширной литературы по окислению углеводородов. Сильно выраженное влияние характера поверхности и незначительных количеств примесей на скорость реакции, а такн е часто наблюдаемое полное изменение природы продуктов и кинетики процесса при изменении температуры и соотношения участвующих реагентов являются причиной значительных разногласий между исследователями. Очень часто не удавалось составить удовлетворительный материальный баланс опыта, поскольку методы анализа сложных смесей жидких и газообразных продуктов реакции были разработаны лишь недавно. Значительные неясности вызываются реакциями, происходящими между конденсированными продуктами окисления и не имеющими отношения к первичным реакциям окисления. [c.318]

Природа функции / определяется законом действия масс, обсуждаемым в настоящей главе. Однако следует подчеркнуть, что приведенные уравнения скорости применимы только к простым реакциям. Если реакция протекает через несколько стадий, включающих химические и физические процессы, один параметр к может оказаться недостаточным для определения скорости, и часто невозможно отделить параметры, входящие в уравнение скорости, рт концентраций или относительных количеств реагирующих в еств, как это сделано в уравнении (I, 4). [c.21]

Следует подчеркнуть, что зависимость типа а характерна для простых реакций, другие типы температурной зависимости—для сложных реакций или реакций, на протекание которых влияет скорость физических процессов. Сильная зависимость скорости химических реакций от температуры была замечена уже давно и учитывалась соотношением г=аТ ", где т изменялось от 6 до 8. Позднее (в 1878 г.) Гуд предложил уравнение г=ае 1Т. В 1889 г. Аррениус дал рациональное объяснение (которое до сих пор является общепринятым) к уравнению скорости простого экспоненциального вида. Пытаясь объяснить влияние температуры на скорость инверсии тростникового сахара в присутствии кислот, он высказал предположение, что непрерывно образующаяся тауто-мерная форма сахара более чувствительна к воздействию кислот, чем нормальная форма. Таутомерная форма имеет определенную теплоту образования и находится в равновесии с нормальной формой. К этому равновесию Аррениус применил термодинамическое уравнение [c.31]

При реакциях в не очень концентрированных растворах можно принять вязкость раствора постоянной в ходе реакции и тогда кинетические уравнения тина (2.40) и (2.41) будут описывать только зависимость скорости реакции от растворителя. Однако в жидкофазных реакциях без растворителя либо в концентрированных растворах кинетическая зависимость будет усложнена за счет изменения вязкости среды в ходе реакции из-за различия вязкостей реагента и продукта реакции. Этим не всегда можно пренебречь, поскольку такое различие может быть весьма большим, вплоть до нескольких порядков. Для простейшего предположения об аддитивности вязкости и реакции без растворителя получим соответственно д. я уравнений (2.40) и (2.41) [c.39]

Эффективность использования рециклов в значительной степени, помимо кинетических характеристик реакций, определяется типом химического реактора. Из теории химических реакторов известно, что для простых реакций, скорость которых пропорциональна концентрации исходного реагента — где п — порядок реакции, реактор трубчатого типа (модель идеального вытеснения) всегда эффективнее реактора с перемешиванием (модель идеального перемешивания), введение рецикла приводит к изменению структуры потоков в реакторе, приближая ее к режиму перемешивания. Таким образом, для простых реакций охват рециклом трубчатого реактора не приводит к увеличению эффективности реактора. Эффективность реактора с перемешиванием не зависит от того, имеется ли рецикл или нет. [c.127]

Под простой реакцией мы понимаем такую реакцию, скорость которой отвечает превращению, совершающемуся в одну химическую стадию, т. е. при одновременном взаимодействии VI Гг +. .. = V соударяющихся молекул, в соответствии с ее стехиометрическим уравнением. Естественно, что константа скорости простой реакции должна отвечать ее скорости. Правда, как увидим ниже, этот признак простой реакции является необходимым, но недостаточным, так как нередки случаи, когда скорость сложной реакции, протекающей в несколько простых стадий, выражается формулой вида (1.6) или (1.7). [c.7]

Константа скорости простой реакции прежде всего будет определяться закономерностями протекания элементарного акта. Элементарным химическим актом называется единичный акт взаимодействия или превращения частиц (молекул, радикалов, ионов, атомов и др.), в результате которого образуются новые частицы продуктов реакции или промежуточных соединений. В процессе элементарного химического акта происходит изменение расположения ядер атомов и электронной плотности в частицах, в результате чего рвутся или возникают новые химические связи. Основные типы элементарных химических актов можно разбить по их молекулярности на три группы [c.556]

Даже в случае относительно простых выражений скорости реакции система уравнений (111,18) и (111,20) не может быть решена аналитически. Исключение составляют реакции первого порядка. В этом случае [c.123]

В радикальных (не цепных) реакциях скорости реакций рекомбинации и диспропорционирования радикалов в дан ных условиях будут определять положение равновесий диссоциации молекул на радикалы и степень разложения исходных молекул алканов на молекулы более простых алкана п алкена. В самом общем случае можно представить, что распад достаточно сложной молекулы алкана на две молекулы алкана и алкена происходит по радикальному механизму в две стадии в первой стадии возникают радикалы, которые путем диспропорционирования дают конечные продукты. [c.210]

Для реакций простых типов скорость образования продукта монотонно возрастает с увеличением концентрации исходного вещества в реакторе, а последняя увеличивается с ростом и. Поэтому выход продукта реакции в единицу времени растет с увеличением и. Например, для продукта В реакции первого порядка, согласно (IV.72), с учетом того, что [c.240]

Количественная теория температурной зависимости скорости реакции началась с оценки влияния температуры на число No соударений реагирующих молекул. Так как No пропорционально J/ Т, то рост температуры на 10° лишь очень немного изменяет No- Например, для интервала температур от 600 до 610 °К имеем (iVo),, / (iVo)(,(io = 610/600 = 1,01, т. е. несравненно меньше, чем по правилу Вант-Гоффа. Простой подсчет показывает, что если бы все соударения приводили к реакции, то она протекала бы практически мгновенно. Так, например, для реакции 2HI Но + la при 700 °К число соударений в [c.252]

Таким образом, только в отдельных простейших случаях исходя из химического уравнения реакции можно вывести уравнение ЗДМ, описывающее реальную зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. В большинстве других случаев этого сделать нельзя, так как из хими-< ческого уравнения следует только то, какие вещества и в каких мольных соотношениях взаимодействуют. О механизма протекания реакций химические уравнения ничего не говорят, Для вывода уравнения ЗДМ, описывающего реальную зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ, необходимо изучить механизм и расшифровать все стадии реакций. [c.113]

Традиционное представление о том, что катализатор просто повышает скорость реакции, которая происходит и в его отсутствие, но только медленнее, оказывается несостоятельным для большинства реакций, катализируемых кислотой или основанием. В этих случаях в отсутствие по крайней мере некоторых катализаторов реакция вообще не происходит. Многие заблуждения в старых работах связаны с тем, что часто для реакции необходимы лишь следы катализатора. Катализатор участвует в самой существенной стадии реакции чаще всего это первая стадия, заключающаяся в переносе протона между катализатором и субстратом. [c.335]

В промышленности аммиак синтезируют из простых веществ Нг и N2. Реакция азота с водородом экзотермическая, она протекает с выделением теплоты. Поэтому для смещения равновесия в обратимой системе (см. 1.9) необходимо снижать температуру. Такое снижение допустимо до 450°С, при более низкой температуре скорость реакции очень мала. Равновесие в системе смещается в сторону образования аммиака прн увеличении давления, поэтому процесс проводят при давлении около 30 МПа. Для увеличения скорости реакции в производстве аммиака используют катализаторы — железо с добавками оксидов алюминия и калия. [c.149]

Изотермические условия проведения химической реакции достигаются сравнительно просто, если некоторые из реагентов, например Сь вводить в аппарат периодического действия постепенно. В этом случае скорость реакции, а следовательно, и скорость выделения тепла, будут зависеть от расхода вещества Сь и задача поддержания заданной температуры существенно упростится. Для постепенного ввода в аппарат выбирают такое вещество, для которого произведение скорости реакций на тепловой эффект имеет наибольшее значение. [c.269]

Поскольку рассматривается простая реакция, скорость которой увеличивается с возрастанием температуры, естественно предположить, что во всех реакторах каскада поддерживается одинаковая температура, равная допустимому технологическими условиями максимальному значению. В этом случае можно принять, что константы скорости реакции № одинаковы во всех аппаратах, и выражение (IV, 143) может быть представлено как [c.173]

Интересным является тот факт, что скорости этих простых реакций зависят от скорости десорбции атомов с образованием молекул в газовой фазе. Здесь нет поверхностной реакции в значении, использованном в более старой гипотезе Лэнгмюра — Хиншельвуда, так как водород хемосорбируется не в виде молекулы. В действительности эти реакции использовались диагностически для установления присутствия на поверхностях атомов водорода. Еще одним интересным моментом, выявленным в обсуждении на стр. 234 — 235, является то, что экспериментально найденные энергии активации реакций, скорость которых лимитируется скоростью десорбции, не обязательно должны быть столь же велики, как теплота десорбции, если последняя меняется с заполнением поверхности при выборе возможного механизма следует с осторожностью использовать экспериментально определенные величины энергий активации. [c.276]

Если удается установить минимальные и максимальные значения энергии активации простой реакции пли таковые стадий сложной реакции, например путем анализа изотерм отравления (см. гл. IV), и постулировать либо оценить функцию распределения активных центров поверхности по энергиям, то численнымн методами можно проиграть на ЭВМ кинетику реакции и потом аппроксимировать полученные зависимости теми или иными кинетическими уравнениями. Этот метод лежит в основе первого из упомянутых подходов. В [91] для некоторых механизмов реакций табулированы функции, позволяющие вывести соответствующие кинетические уравнения при наличии стадийной схемы реакции. Если скорость реакции на поверхности катализатора сравнима со скоростью адсорбции, то адсорбционное равновесие не достигается и степени заполнения поверхности реагентами нельзя определить из уравнения изотермы адсорбции. Скорость реакции может быть найдена из уравнения баланса потоков адсорбции и десорбции реагентов и потока химической реакции [26] [c.55]

Это типичный случай большинства простых реакций, протекаюш,их в растворах. Если же реакция происходит только на поверхности между двумя фазами, то говорят, что такая реакция гетерогенна. Имеется очень много примеров реакций этого типа среди них можно отметить контактный процесс окисления ЗОг кислородом на поверхности платипо-асбестового катализатора и гидрогенизацию ненасыщенных соединений в жидких суспензиях никелевого катализатора Ренея (N102). Кроме этих двух категорий реакций, имеется группа реакций, так называемых цепных процессов, скорость которых может зависеть не только от химического состава, но также от размера и геометрии поверхности, ограничивающей реагирующую систему. Хотя такие реакции классифицировались как гетерогенные, это определение не точное, поскольку реакция не ограничивается поверхностными слоями скорее всего поверхность лишь способствует процессам, происходящим в объеме газовой фазы или изменяет их. Типичными примерами таких реакций являются цепное окисление водорода, окиси углерода, углеводородов и фосфора. Большинство изученных газофазных реакций относится к этой категории. [c.17]

Основные сведения о протекании элементарных химических процессов в традиционной химической кинетике извлекаются из измерений, сводящихся к определению скорости изменения концентрации реагентов или продуктов как функции времени, температуры, концентрации самих реагентов или добавляемых в виде примесей веществ и т, п. Получаемая количественная информация представляет одну или несколько констант скорости реакций или их комбинацию в функции температуры. Из этой зависимости на основе более или менее простой теории определяется энергия активации процесса. Достоверность получаемых данных в значительной мере зависит от правильности постулированного механизма реакции, в который входит данный элементарный процесс, и, в частности, от учета всех возможных побочных процессов, которые (Могли бы исказить измерения. Таким образом, здесь видны два недостатка кинетических измерений. Один из них связан с постулированием простой— чаще всего аррениусовской — зависимости константы скорости реакции от температуры k T)=A ехр —E/RT). С накоплением экспериментальных данных принципиально новыми методами исследований и с развитием теории элементарных реакций становилось очевидным, что константа скорости является весьма грубой характеристикой процесса, примени мость которой ограничена условиями теплового равновесия или его малого нарушения в химической системе. Введенное Аре-ниусом понятие энергии активации характеризовало некоторую эффективную величину энергетического барьера, определяемого из температурной зависимости константы скорости реакции. Другая составляющая аррениусовского выражения — пред-экспоненциальный множитель — обычно представляется в виде произведения газокинетического числа столкновений на так называемый стерический множитель. Величина этого. множителя в рамках классических представлений являлась эмпирической поправкой, обеспечивающей согласие экспериментально определенной константы скорости реакции с рассчитанной на основе теории столкновений для твердых сфер. Теория переходного состояния позволила качественно, а также и количественно объяснить возникновение и величину сферического множителя, однако не оставила каких-либо надежд на обобщение этого понятия на неравновесные ситуации. [c.112]

В предыдущей главе мы видели, как изменяется скорость реакции с изменением состава и температуры реагирующей смеси. В этой главе мы хотим исследовать измененпе состава в ходе реакции. Так как скорость реакции зависит от температуры по закону Аррениуса и эта зависимость сильно нелинейна, то мало надежды решить в явном виде любое уравпенпе процесса, протекающего при переменной температуре. Поэтому здесь мы будем рассматривать только изотермические реакции, обозначая буквой к (с различивши индексами) константы скоростп реакции, которые в данном случае действительно постоянны в ходе реакции. Остающаяся нелинейность уравнений зависит от порядка реакции. В качестве зави-симо11 переменной мы будем использовать иногда концентрацию вещества, а иногда — степень полноты реакцип. Обе эти переменные равноправны, однако всегда следует применять ту из них, введение которой максимально упрощает задачу. Проводить общие исследования, по-видимому, удобнее, применяя степени полноты реакцпп, так как при этом используется стандартный метод, позволяющий избежать ошибок при анализе сложных систем. В простейших случаях уравнения часто становятся менее громоздкими, если их выразить через концентрации реагентов. [c.88]

Вопросы, рассматриваемые в этой главе, излагаются более подробно и на более высоком уровне в книге Петерсена Анализ химических реакций (см. библиографию, стр. 147). Здесь мы сможем только обсудить простейшие случаи и указать их связь с обш,ей проблемой анализа химических реакторов. В предыдущих главах для описания процесса мы нсио.тхьзовали функцию г (I, Т), которая определяет скорость-реакции в единице объема реактора. Применение этой функции, безусловно, оправдано в случае гомогенного процесса. Однако было бы желательно сохранить тот же способ описания и при расчете гетерогенных процессов, таких, как каталитические газофазные реакции в неподвижном слое таблетированного катализатора. В разделе VI. обсуждаются связанные с этим вопросом трудности и ограничения. Многих затруднений можно избежать, введя понятие об определяющей стадии (раздел VI.2). В последующих разделах будут исследованы некоторые характеристики процессов адсорбции (раздел VI. 2), внешней массопередачн (раздел VI.3) и внутренней диффузии (раздел VI.4). Затем мы постараемся обобщить эти явления (раздел VI.5) и вкратце остановимся на некоторых эффектах, связанных с конечной скоростью теплопередачи (раздел VI.6). Структура главы показана на рис. VI. . [c.119]

Изучение бимолекулярных реакций присоединения представляет особый интерес, поскольку можно ожидать, что они при достаточно низких концентрациях реагентов дают ту же зависимость скорости реакции от суммарной концентрации, как и в случае мономолекулярных реакций. Действительно, простейшие из таких процессов, например рекомбинация атомов при нормальных концентрациях газа, никогда не подчиняются простому кинетическому закону второго порядка, а проявляют зависимость скорости реакции от концентрации. При этом, согласно эксперименту, кинетика реакции подчиняется закону третьего порядка. Рассматривая зависимость реакции мономолекулярного распада от давления (см. табл. XI.2), можно прийти к заключению, что область зависимости скорости реакции от суммарной концентрации сдвигается все более и более к низким концентрациям по мере того, как растет число атомов в молекуле продукта реакции. Это находится в качественном согласии с экспериментом. Реакция присоединения молекул бутадиена не дает никакого отклонения от закона второго порядка вплоть до давления 10 ммрт. ст. (при 200°С), тогда как скорость рекомбинации радикалов СНз уже дает отклонения в сторону закона третьего порядка при [c.266]

Вопрос о том, из чего состоит активная поверхность при любой данной температуре, является сложным. Оп пе монсет быть решен па основе простой изотермы Ленгмюра. Как мы уже отмечали, в случае Иг наблюдаготся большие изменения в теплоте сорбщш. Эти изменения в свою очередь могут сильно изменить температуру активной поверхности и, таким образом, привести к аномальной зависимости скорости реакции от давления. Эти важ1ше детали могут быть выяснены только путем прямого непосредственного определения уравнения изотермы адсорбции. [c.549]

Поскольку рассматривается простая реакция, скорость которой yвeли ивается с возрастанием температуры, естественно предполол<и гь [c.163]

В первой стадии происходит ионизация азотной кислоты, причем одна молекула юеслоты служит просто донором (поставщиком) протона другой молекуле, чтобы мог образоваться ион нитроцидиум. Если прнсутствусгг более сильная кислота, чем азотная, то следует иредноло/кить, что она должна играть роль донора протона, в результате чего должна возрасти скорость реакции. [c.562]

В предыдущей главе на примере простых реакций было пока зано, что размер химического реактора в значит ыюй степени зависит от его типа и гидродинамической модели лотока. Переходя теперь к анализу сложных реакций, еще раз отметим разницу между простыми и сложными реакциями для полного опиов ния кинетических характеристик любой простой реа1 цни достаточно располагать только одним уравнением скорости, в то время как для сложной реакции этого недостаточно. [c.163]

Как в реакторе с неподвижным слоем, так и в реакторе с кипящим слоем широко исследовалось влияние различных реагентов и продуктов на протекание реакции Фишера —Тропша на железных катализаторах. Так, в широких пределах изменялись парциальные давления Нг, СО, СО2 и Н2О, а легкие (бензин) и тяжелые (парафин) углеводороды специально возвращались в реактор для изучения их влияния на скорость превращения СО в углеводороды. Было найдено, что углеводороды й СО слабо замедляют реакцию, а пары воды —сильно. В интегральных реакторах наблюдается связь между произведением рсорн 3 и производительностью (рис. 17), тогда как в дифференциальных реакторах скорость пропорциональна только рна- Несколько примеров в табл. 12 иллюстрируют влияние парциальных давлений Н2, СО и Н2О на скорость образования углеводородов. Все перечисленные данные можно описать простым уравнением скорости реакции [c.203]

Для сложных реакций характерным является ход реакции через промежуточные простые этапы (цепной механизм), который в дальнейшем будет рассмотрен более подробно. Стехиометрическое соотношение для сложной реакции, например для тримолекулярной реакции 2На + О2 = 2Н2О, отражает только материальный баланс совокупности простых промежуточных реакций. Протекание простых реакций, например со столкновением двух молекул, реально. Однако вероятность тройного столкновения молекул невелика. Кроме того, сложные прямые реакции, как правило, требуют больших энергетических затрат на разрушение исходных молекул — энергии активации для них велики. Поэтому реакция протекает через промежуточные этапы, в которых часто принимают участие активные центры — отдельные атомы, радикалы, возбужденные молекулы. Для реакций с активными центрами значения энергии активации меньше. Для простых реакций, слагающих сложную, применимы приведенные зависимости для скорости реакции. Однако и для многих сложных реакций формально можно записать, что скорость реакции пропорциональна произведению концентраций в некоторых степенях, необязательно совпадающих со стехиометрическими коэффициентами. (Совпадение было бы, если бы протекание реакции строго соответствовало стехиометрическому уравнению и удовлетворяло теории соударений). Коэффициенты и степени подбираются так, чтобы удовлетворить опытным данным (если это возможно). Сумма показателей степени при концентрациях носит название порядка реакции. Константа скорости реакции для такого уравнения, которую можно назвать кажущейся или видимой, обычно все же с той или иной степенью точности удовлетворяет закону Аррениуса. [c.99]

Остановимся теперь подробнее на сложных цепных реакциях в газовых смесях. Для таких реакций расчетные значения скоростей, найденные с помощью формальной кинетики, окажутся низкими. На самом же деле реакции могут протекать со значительными скоростями и при сравнительно низких температурах. Как уже говорилось, это объясняется тем, что реакция идет через промежуточные стадии — простейшие реакции с активными, центрами и низкими вследствие этого энергиями активации. Промежуточные реакции идут большей частью через двойные или тройные соударения, но с низкими энергиями активации. В качестве активных центров, как уже сообщалось, могут выступать атомы веществ, например Н или О, неустойчивые образования или образования, требующие небольших энергий для своего разрушения — радикалы типа ОН и НОд, перекиси типа Н2О2 и т. д. Наличие подобных активных центров в реагирующих газовых смесях является экспериментальным фактом. Они обнаруживаются с помощью спектрального анализа. Замеренные в разреженных пламенах концентрации атомов водорода Н, радикалов ОН и т. п. в тысячи раз превосходят их термодинамически равновесные значения, отвечающие реакциям И 2Н, НаО ц ОН -)- Н и т. д. К тому же концентрация Н во много раз превосходит концентрации других активных центров, В приведенном ниже наборе промежуточных реакций для горения На и СО главным активным центром является атомарный водород Н. Высокие концентрации активных центров объясняются протеканием реакции разветвления цепей, когда на каждый активный центр в реакции получается несколько (обычно два) активных центра. [c.102]

При вычислении константы скорости простой реакции необходимо учитывать два обстоятельства помнить, по какому реагенту измеряется скорость реакции и чему равен порядок реакции по этому реагенту. Например, для реакции А + В—-продукты Wа-== =-и в = / гСдСв, а для реакции А+ 2В— продукты аФ в, Гд /гСдС но Х>ь=2кСАС1=2ША. [c.22]

Такое переплетение влияния различных эффектов и факторов на протекание большинства, в том чи"сле простейших по химизму, реакций в полимерах приводит к затруднению их количественного описания. Углубленное количественное описание проведено к настоящему времени на примерах реакций термической деструкции, окисления полимеров, ряда полимераналогичных реакций с учетом эффекта соседних звеньев и формирующейся композиционной неоднородности продуктов (гидролиз, хлорирование и др.), многих межмакромолекулярных реакций и формирования сетчатых структур в полимерах. Чисто химические аспекты изучены значительно больше в реакциях типа полимер — низкомолекулярное вещество по сравнению с реакциями полимер — полимер. При этом следует иметь в виду, что получаемые при количественном описании хи мических реакций полимеров константы их скоростей часто за висят от условий проведения реакций (тип растворителя, темпе ратура и др.), так как эти условия влияют на конформационные надмолекулярные и другие эффекты, которые, как было показано в свою очередь определяют возможность и степень протекания той или иной реакции. Наиболее сложными для количественного описания являются твердое и вязкотекучее состояния полимеров, концентрированные растворы, т. е. состояния, где проявляется межмолекулярное взаимодействие, переходы от полимераналогичных к внутримолекулярным и межмакромолекулярным взаимодействиям, что приводит к получению различных по физическому [c.229]

Приведенные выше данные показывают, что простое уравнение скорости реакции второго порядка достаточно точно описывает кинетику обеосеривания процессом Галф . Хотя сходимость достаточно хороша, трудно представить себе, чтобы реакция обессеривания протекала с одновременным участием двух содержащих серу молекул, как это должно происходить при реакции второго порядка. Однако известно, что в нефтяных остатках присутствуют сернистые соединения различного типа и скорости реакции для каждого из них различны [2]. [c.112]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология