Определение скорости реакции и законы кинетики

Определение скорости реакции и законы кинетики [c.161]

Широкие исследования по разложению карбонатов проводились Центнершвером, Гюттигом и Завадским с их сотрудниками. Более ранние исследования были посвящены главным образом определению давления диссоциации и вычислению теплот диссоциации. Центнер-швер с сотрудниками [30] изучал кинетику диссоциации карбонатов свинца, магния, кадмия, цинка, таллия и серебра и получил для роста давления 8-образные кривые. Он объяснил эти кривые образованием промежуточных основных карбонатов такое объяснение не является общепринятым. Скорость реакции достигает максимума и затем изменяется по закону первого порядка, что характерно для многих уже упомянутых экзотермических реакций разложения в твердой фазе. Этот автор встретился с присущей для карбонатных систем трудностью, а именно с установлением ложного равновесия . [c.297]

Основные научные исследования относятся к химической термодинамике и кинетике. Открыл (1881— 1884) законы, устанавливающие зависимость относительного состава компонентов в газовой и жидкой фазах растворов от давления пара и температуры кипения двойных жидких систем (законы Коновалова). Создал (1886) основы теории перегонки жидких смесей. Развил (1900) представления о критическом состоянии в системах жидкость — жидкость, указав области гомогенности и расслоения. Экспериментально обосновал (1886— 1900) идеи о химической природе растворов. Детально исследовал гетерогенные каталитические процессы, впервые ввел (1885) понятие активной поверхности, имеющее важное значение в теории гетерогенного катализа, и указал на роль химического взаимодействия реагентов с катализатором при активации молекул. Сформулировал (1886—1888) представления об автокатализе и на год ранее В. Ф. Оствальда вывел (1887) формулу для определения скорости автокаталитических реакций (уравнение Оствальда — Коновалова). [c.251]

Для получения оптимального сигнала необходимо управлять реакцией или процессом, т. е. влиять на их направление, глубину протекания и скорость. Для этого нужно знать и уметь использовать законы термодинамики и кинетики. Термодинамика указывает на принципиальную возможность процесса, рассматривает только начальные и конечные состояния системы, не учитывая путь, который проходит процесс или реакция, а также их скорость. Кинетика, напротив, рассматривает механизм процесса, последовательность его стадий и их скорости,, структуру и свойства промежуточных соединений. При разработке методов анализа (разделения, обнаружения, определения веществ) аналитик должен иметь в виду оба аспекта — термодинамический и кинетический. Пользуясь законами термодинамики, можно выбирать условия для протекания реакции в нужном направлении и на нужную глубину. Знание кинетики помогает, если это нужно, ускорить или, наоборот, замедлить реакцию. Можно использовать различия в скоростях реакций дпя разработки методов определения веществ при совместном присутствии. Измерение скоростей реакций лежит в основе кинетических методов анализа. [c.79]

В 1905 г. И. Тафель провел определение скорости электрохимической реакции ввделения водорода на различных металлах и установил линейное соотношение между потенциалом электрода и логарифмом скорости процесса. Формула Тафеля явилась первым законом электрохимической кинетики. Н. И. Кобозев и Н. И. Некрасов (1930) указали на роль энергии адсорбции атома водорода в кинетике разряда ионов водорода на электродах. Эти работы, однако, не привели к выделению электрохимической кинетики в самостоятельный раздел науки, так как в кинетике электродных реакций авторы не увидели ничего специфически электрохимического. Предполагалось, что скорость выделения водорода определяется не электрохимической стадией перехода электрона от металла к иону гидроксония, а некоторой химической стадией, которая входит как звено в суммарный процесс. В качестве такой стадии И. Тафель рассматривал рекомбинацию атомов водорода в молекулу водорода, а Н. И. Кобозев и Н. И. Некрасов — сочетание различных стадий удаления адсорбированных атомов водорода. [c.10]

Молекула вещества А превращается в X или разлагается на X + Y. Соответствующие реакции носят название мономолекулярных. Начавшись в момент времени t, реакция протекает с определенной скоростью, причем А непрерывно уменьшается. Однако, чем меньше моле- кул А содержится в 1 л, тем меньше их реагирует за 1 с. По аналогии с радиоактивным распадом мономолекулярные реакции подчиняются закону v == k[k]. Они имеют первый порядок (следуют кинетике первого порядка). [c.139]

Те же идеи и методы, которые были применены в теории теплового воспламенения для гомогенных реакций, мы применим теперь к вопросу о тепловом режиме гетерогенных экзотермических реакций. Отличие от гомогенных реакций заключается в том, что в этом случае скорость реакции не может уже возрастать неограниченно, вплоть до самых высоких температур. Скорость гетерогенного химического процесса определяется как истинной скоростью химической реакции на поверхности, так и скоростью подвода реагирующих веществ к этой поверхности молекулярной или конвективной диффузией. При низких температурах, пока скорость реакции мала по сравнению со скоростью диффузии (кинетическая область), суммарная скорость процесса определяется истинной кинетикой на поверхности и экспоненциально возрастает с температурой, согласно закону Аррениуса. Но это возрастание может продолжаться лишь до тех пор, пока скорость реакции не сделается сравнимой со скоростью диффузии. В дальнейшем процесс перейдет в диффузионную область, где скорость его всецело определяется скоростью диффузии и лишь весьма слабо возрастает с температурой. При такой зависимости скорости выделения тепла от температуры и при определенных условиях теплоотвода возможны три стационарных тепловых режима, из которых средний оказывается неустойчивым, верхний отвечает протеканию реакции в диффузионной, а нижний — в кинетической области. Воспламенение поверхности представляет собой скачкообразный переход от нижнего к верхнему стационарному тепловому режиму. Обратный переход от верхнего теплового режима к нижнему происходит также скачком при критическом условии потухания, не совпадающем с условием воспламенения. [c.391]

Протекание химических реакций ограничено достижением равновесия. Поэтому кинетические закономерности не могут быть независимыми от условий химического равновесия, вытекающих из законов термодинамики, и должны соответствовать этим условиям. Последнее означает наличие определенных ограничений закономерностей кинетики процесса, вытекающих из требований химической термодинамики и статистической механики. Таким ограничением является условие, что катализатор изменяет скорость реакции, но Не сдвигает равновесие Поскольку случаи так называемого отрицательного катализа мы не рас- [c.14]

Книга состоит из девяти глав. В первой главе даются основные понятия химической кинетики (скорость реакции, кинетическое уравнение и т. д.) и важнейшие ее законы — закон действующих масс и уравнение Аррениуса рассматриваются принципы методов экспериментального определения скорости химических процессов. [c.3]

При таком определении мономолекулярных реакций нельзя еще ответить на вопрос о кинетическом законе, описывающем соответствующие процессы. Оказывается, что кинетический закон (или порядок реакции) зависит от того, в какой степени сам процесс химического превращения влияет на функцию распределения молекул АВ по внутренним состояниям. Известные из формальной кинетики два предельных случая — закон первого порядка и закон второго порядка — соответствуют условиям, когда равновесное больцмановское распределение или почти не нарушается, или нарушается очень сильно. Тот факт, что в определенных условиях скорость химического процесса (реакции) полностью определяется скоростью восстановления искаженной (по сравнению с равновесной) функции распределения, т. е. скоростью релаксации, позволяет в рамках одних и тех же представлений рассмотреть распад много- и двухатомных молекул, а также обратные процессы рекомбинации радикалов и атомов. [c.214]

Вместе с тем нередки случаи, когда при некоторых условиях, определяющих особенности химического механизма реакции, кинетический закон сложной реакции совпадает с формальным законом, получающимся из стехиометрического уравнения реакции. В качестве одного из примеров здесь можно указать реакцию окисления метана СН4, представляющую собой сложную цепную реакцию. При определенных условиях скорость этой реакции может быть выражена простой формулой гг) = (СН4) (Ог) , отвечающей стехиометрическому уравнению реакции [71]. Как показал Н. Н. Семенов [239, 241], очень часто реакции распада, протекающие по сложному цепному механизму, следуют мономолекулярному закону, получающемуся из стехиометрического уравнения реакции. Таким образом, из всего сказанного следует, что совпадение наблюдаемого и стехиометрического законов скорости реакции пе может служить критерием того, относится ли данная реакция к классу простых или сложных реакций. Для решения этого вопроса необходимо детальное изучение кинетики и химического механизма реакции. [c.49]

Одну из главных задач при изучении кинетики электродных процессов составляет установление действительного ряда ступеней, из которых слагается аналитически определенная электродная реакция. Следующая задача состоит в определении их скорости, которая, согласно закону Фарадея, пропорциональна плотности тока. [c.134]

Таким образом, общий вид кривых разложения можно качественно объяснить различием в скоростях процессов образования и роста зародышей. Рассмотрим теперь более количественный подход к кинетике этих процессов. Ниже будет показано, что, исходя из определенных основных допущений, удается предсказать вид кинетических уравнений, описывающих зависимость доли разложенного вещества а от времени t. Любую реакцию разложения твердого вещества можно классифицировать согласно тем законам образования и роста зародышей, которые были приняты при выводе кинетического уравнения, описывающего ход этой реакции. Следует, однако, подчеркнуть, что согласие между уравнениями скорости реакции, выведенными теоретически и опытными данными, не всегда подтверждает правильность механизма, принятого при выводе этих уравнений. Поэтому любые дополнительные данные, относящиеся к реакции, помимо кривой а, t, имеют очень большое значение. [c.249]

Детальное описание определения порядка реакции и константы скорости приведено в большинстве цитируемых книг по кинетике [1, 2(3—24]. Во всех случаях следует начинать с получения для рассматриваемых образцов серии экспериментальных зависимостей концентрация — время. Удобно знать, если есть такая возможность, интегральный вид кинетического закона. [c.161]

На поляризационных кривых, полученных в работе [15], нет острых переломов при определенных потенциалах, подобных перелому при потенциале ф (рис. П1,5), где пересекаются две прямые. Переход от одного закона кинетики к другому на самом деле совершается постепенно, а на поляризационных кривых имеются плавные закругления в местах перехода к прямолинейным участкам. Очевидно, что изменение лимитирующей стадии в пределах доступной поляризации возможно только в том случае, когда различие в скоростях протекания реакции по отдельным стадиям невелико. Это обстоятельство также способствует плавному переходу от одного линейного участка на кривой к другому. [c.116]

Сближение потенциалов анода и катода при замыкании элемента на конечное сопротивление зависит от поляризуемости электродов, т. е. от перенапряжения анодного и катодного процессов. Следовательно, оно подчиняется закономерностям кинетики электродных реакций. Закон Ома, описывающий скорость движения электрических зарядов в некоторой среде, имеющей определенное электрическое сопротивление, непригоден для описания скоростей химических или электрохимических реакций. Скорость последних экспоненциально зависит от потенциала, так как изменение его изменяет энергию активации. Использование закона Ома в рассматриваемом случае не оправдано. [c.190]

Коэффициенты уравнений (3.22) и (3.23) определяют из экспериментальных данных по описанному выше (см. 3.2.1) способу. При этом выясняется и вид закона образования ядер. Таким образом, для определения удельной скорости реакции требуется знать кинетику реакции в начальный период (до максимума скорости) и параметры максимума макс, маке- [c.62]

Эта закономерность распространяется как на химические реакции, так и на механические, тепловые, электрически и другие физические процессы. Твердое вещество растворяется в воде до тех пор, пока раствор не станет насыщенным чем больше в данный момент разность между фактической концентрацией раствора и концентрацией насыщения, тем больше движущая сила этого процесса, а следовательно, его скорость. Разность осмотических давлений является движущей силой диффузии. Жидкость движется по трубе тем быстрее, чем больше разность уровней или давлений в начале и в конце трубы. Разность температур между горячим и холодным телом является движущей силой теплопередачи. Чем больше разность электрических потенциалов, тем больше сила тока. Поэтому движущую силу процесса можно изображать в виде разности энергетических уровней (потенциалов), отнесенной к длине пути, на котором происходит процесс. Частным выражением этой общей закономерности кинетики является ряд законов и формул для скорости процессов определенных категорий, например закон скорости диффузии, закон теплопередачи и др. [c.63]

Химикам часто необходимо выяснить, является ли данная реакция на самом деле конечным результатом некоторого числа промежуточных реакций. В прикладной химической кинетике такие вопросы не рассматриваются все, что нам нужно — это иметь кинетический закон, пригодный для использования. Мы еще не дали точного определения скорости реакции, но можно полагать, что это скорость, с которой продукты образуются из реагентов. Скорость реакции зависит от состава реагирующей смеси, температуры, давления, и, возможно, от других величин, например, от характера и интенсивности радиации. Далее мы будем называть температуру и давление или любую эквивалентную комбинацию этих двух величин термодинамическими переменными, а величины тина pH или концентрации катализатора — параметрическими переменными. Меры состава или концентрации реагирующих веществ будут определены ниже. Урав-ненне (II. 4) является полным, если в кинетический закон описываемой им реакции, кроме концентраций веществ А ,. .., 4 , не входят никакие другие концентрации. Когда необходимо принимать во [c.16]

ЗИЯ, которые связаны со смещением масс (молекул) вг подвижной среде, законно рассматривать вместе с Уэйлом эти процессы в рамках общей теории химической механики. Разница между изложенным и элементарным физическим представлением заключается в том,, что в данном случае среда рассматривается более сложно, чем просто континиум . Согласно этой теории, вещество рассматривается с точки зрения кинетико-атомистических представлений как объект действия внешних, сил. Например, диффузия растворенного газа в стекле есть не простое течение этого газа через молекулярные-промежутки (см. С. I, 14 и ниже) диффундирующие-молекулы прыгают с места на место. Кинетика такого-процесса предполагает определенную скорость реакции-и определенную энергию активации, необходимые для преодоления противодействующих энергетических барьеров. Обе эти величины определяются протискиванием растворенных молекул через соседние окружающие электростатические поля. 1По этой причине водород диффундирует через стекло гораздо медленнее гелия,, потому что движению этого нейтрального газа не препятствует химическое сродство с кислородным каркасов стекла. Однако оба газа, если они мигрируют в твер- дом теле, не содержащем в своей структуре кислородных анионов, диффундируют почти с одинаковой скоростью при прежних исключительно геометрических ил механических представлениях это явление оставалос1> необъяснимым. [c.114]

Исследовалось влияние условий процесса на отдельные направления превращений. Так, при крекинге высококипящих парафинов повышение давления до определенной величины (50 кгс/см ) увеличивает скорости реакций расщепления и изомеризации Дальнейшее повышение давления тормозит эти реакции, причем более интенсивно реакции изомеризации. Эту зависимость можно объяснить, очевидно, тем, что, как показал еще М. Г. Гоникберг изомеризация насыщенных углеводородов является реакцией дегидрогидрирования, т. е. включает стадию дегидрирования, которая, согласно закону действующих масс, должна тормозиться при повышении давления водорода. Позднее это было подтверждено работами А. А. Петрова и других исследователей. При исследовании кинетики гидрокрекинга этана и пропана на никелевом катализаторе также было найдено что реакция ингибируется водородом. [c.318]

В 1905 г. Ю. Тафель провел определение скорости электрохимической реакции выделения водорода на различных металлах и установил линейное соотношение между потенциалом электрода и логарифмом скорости процесса. Формула Тафеля явилась первым законом электрохимической кинетики. Н. И. Кобозев и Н. И. Некрасов (1930 г.) указали на роль энергии адсорбции атома водорода в кинетике разряда ионов вбдорода на электродах. Эти работы, однако, не привели к выделению электрохимической кинетики в самостоятельный раздел науки, так как в кинетике электродных реакций авторы не увидели ничего специфически электрохимического. Предполагалось, что скорость выделения водорода определяется не электрохимической стадией перехода электрона от металла к иону гидроксония, [c.11]

Метод ЭПР. Третичные алкилпероксирадикалы рекомбинируют относительно медленно и с высокой энергией активации. Поэтому при температурах ниже 0°С они достаточно стабильные частицы. Так, например, 2к/ для (СНз)зСОО. при—100°С в HjOH равна 5-10" л/моль с, а при [R0 >] = 10 моль/л начальная скорость расходования равна 5 10 моль/л-с. Это обстоятельство используют для того, чтобы измерить константу скорости реакции RO с ингибитором. В ячейку ЭПР спектрометра вводят углеводород, гидроперекись и ингибитор, фотохимически создают определенную начальную концентрацию перекисных радикалов и по ЭПР-спектру снимают кинетику их расходования, которая описывается законом [c.281]

Хотя уравнению изотермы Лэнгмюра (III.6) вряд ли точно под чиняются многие системы, оно оказывается весьма полезным при определении формально-кинетического порядка каталитических реакций. Принципом, лежащим в основе метода определения порядка каталитических реакций, является пропорциональность скорости реакции значениям 0 адсорбированных частиц или выполнение закона действующих поверхностей. В качестве примера использования изотерм для описания кинетики каталитических реакций можно рассмотреть реакцию гидрирования ацетилена в этилен на никелевом катализаторе [c.62]

Описание кинетики химических реакций, протекающих в твердых телах, при помощи закона Аррениуса сталкивается с необходимостью пррнания его ограниченности. Закон Аррениуса не объясняет прцчину изломов на графике, отрицает существование экстремальнь1х значений скоростей реакций, что противоречит фактическому Материалу по кинетик-е ряда химических реакций, протекающих в конденсированных фазах [3, 6, 7]. В то время как анализ константы скорости реакции из теории абсолютных скоростей [4] указывает на существование при определенных значениях температур зксуремальных значений этой константы. Константа скорости химической мономолекулярной реакции записывается [c.328]

В ряде реакций наблюдается саморазгон реакции в изотермических условиях, что противоречит закону Аррениуса. В некоторых реакциях было обнаружено в определенном интервале температур даже отрицательное влияние температуры на скорость реакции. Например, при взаимодействии пропана (СдНа) с кислородом нагрев смеси с 330—340° С до 410° С вызывал снижение скорости реакции. Было обнаружено также сильное тормозящее или ускоряющее действие на скорость реакций ничтожных количеств примесей, что было трудно объяснить с позиций классической кинетики. Все эти обстоятельства указывали на то, что действи- [c.47]

Имеется большое количество публикаций, посвященных определению кинетики реакций. Все эти работы можно условно разделить на три основных направления, по которым пытались определить кинетические параметры. К первому направлению относятся работы, в которых искали аналитическое решение поставленной задачи [1—3]. На основе закона действующих масс составлялась система диффереициаль-ных уравнений скоростей реакций. Стехиометричсские уравнения последовательной многоступенчатой реакции можно записать такими уравнениями (рассмотрим для простоты процесс, протекающий в четыре ступени) [c.3]

Для большинства химических реакций, протекающих при воспламенении, законы развития изучены еще недостаточно. Однако можно ограничиться самыми общими закономерностями химической кинетики, в частности зависямостью скорости реакции от температуры реагирующих веществ. Известно, что уже при комнатной температуре а горючей смеси идет медленная реакция окисления. По мере увеличения температуры скорость реакции возрастает и при высокой температуре достигает очень больших значений. Экзотермическая реакция при определенных условиях может ускоряться. Переход реакции от медленного окисления к бурному с выделением большого количества тепла и является самовоспламенением. [c.11]

Периодические реакторы. Разложение исходного соединения проводят в закрытом реакторе. Скорость реакции определяют, периодически анализируя пробы реакционной смеси или проводя серию опытов различной продолжительности и определяя степень превращения каждого из них. Скорость реакции можно определять, и измеряя возрастание давления, например, тензографом. Для повышения точности последний метод необходимо сочетать с анализом продуктов (определение числа молекул, образовавшихся из одной молекулы исходного реагента). Этот метод дает наилучшие результаты при изучении реакций с низкой степенью превраи1,е-ния. При некоторых условиях резко увеличивается отклонение реакционной смеси от закона идеальных газов н необходимо знать или найти расчетом коэффициент сжимаемости. Измерение скорости возрастания давления [2,31 удобно использовать для быстрого изучения кинетики реакций большого числа соединений и сравнения их относительной стабильности. Современные методы позволяют точно измерить скорость реакции при степени превращения реагирующих веществ 1—2% от введенного общего количества. Обычно принимают, чтс при разложении одной молекулы сырья образуется две молекулы продуктов. Если принять, что реакционная смесь подчиняется законам идеальных газов и реакция имеет первый порядок, то константу скорости можно легко вычислить из уравнения [c.54]

Очевидно, что в дополнение к регуляторным механизмам, которые можно предсказать на основании законов химической кинетики интегрированной системы, живая природа разработала специфические механизмы ферментативного контроля. Прежде чем перейти к обсуждению таких механизмов, отметим, что скорость определенной последовательности реакций будет зависеть от доступности субстратов и кофакторов соответствующих ферментов. Как мы видели, изучение процесса гликолиза началось с наблюдения, что распад глюкозы под действием дрожжевого сока быстро замедлялся и прекращался совсем, но потом возобновлялся, если в реакционную смесь добавляли ортофосфат. В другом случае гликолиз не протекал дальше образования фруктозо-1,6-дифосфата без добавления АДФ именно таким способом Гарден и Йонг впервые обнаружили АДФ. [c.53]

Кинетические методы основаны на завнсимости скорости ферментативных реакций от концентрации субстратов и фермента, а также присутствующих в среде активаторов или ингибиторов. Если анализируемым веществом является субетрат ферментативной реакции, то для определения его концентрации не обязательно доводить реакцию до конца и достаточно определить любым методом начальную скорость реакции, к-рая при прочих равных условиях (концентрация фермента, второго субстрата, величина pH, темп-ра и т. д.) зависит от концентраций этого вещества. Характер этой зависимости определяется законами ферментативной кинетики (см. Ферменты, Михаэлиса константа), он может быть найден эмпирически п выражен в форме калибровочного графика, используемого для нахождения концентрации определяемого вещества по найденной экспериментально скоростп ферментативной реакции. Любой из приведенных выше прямых Ф. м. а. с участием одной ферментативной реакции может быть использован как кинетич. метод. Если же применяется комбинация из нескольких реакций, то скорость индикаторной реакции может служить мерой концентрации субстрата первой вспомогательной реакции в том случае, если предварительно эта реакция доводится до конца. [c.206]

Отличительным признаком ферментов считают то, что они в своем действии отклоняются от простых законов химической кинетики. По закону действующих масс скорость реакции пропорциональна концентрации реагирующих между собою соедипений например, при инверсии тростникового сахара посредством какой-нибудь кислоты количество инвертированного сахара (смеси глюкозы и фруктозы), которое образуется в единицу времени, пропорционально количеству еще не разложенного тростникового сахара. Нанося продолжительность реакции (в единицах времени) на оси абсцисс и количества инвертированнохо сахара на оси ординат, получают графическое изображение хода реакции в виде прямой линии. При сравнении инверсий тростникового сахара, протекающих при различных концентрациях кислоты, можно видеть, что при равных концентрациях катализатора скорость реакции прямо пропорциональна концентрациям субстрата, при равных же концентрациях субстрата она прямо пропорциональна концентрациям катализатора. Другими словами, время, необходимое для инверсии определенного количества сахарозы, тем короче, чем больше раствор содержит как сахарозы, так и кислоты. [c.91]

Если вывод законов, управляющих действием окислительных ферментов, представляется преждевременным, то изучение кинетики их действия может дать довольно интересные результаты, особенно если к исследованию применяются более точные методы анализа. Так, Бах нашел, что окрашенные продукты окисления, которые образуются при действии тирозиназы па бесцветный раствор тирозина, легко обесцвечиваются марганцовокалиевой солью в кислом растворе, и основал и этом легкий и точный метод определения действия тирозиназы. Пользуясь этим методом, он показал, что тирозиназа разрушается в процессе окисления тирозина, и тем скорее, чем больше концентрация самого фермента и субстрата, т. е. чем скорее идет реакция. Сравнивая ход реакции в серии опытов с переменными концентрациями того и другого, он нашел, что в первых стадиях реакции, т. е. когда тирозиназа сохраняет еще всю свою активность, действие ее несомненно следует закону масс скорость реакции тут прямо пропорциональна концентрации фермента и концентрации субстрата. Но по мере того как де11ствие тирозиназы ослабляется, замечается все большее и большее отклонение от прямой линии. [c.92]

Так как вопрос, касающийся обоснованности этого положения, имеет некоторое значение, то мы можем рассмотреть процесс с другой точки зрения. Предположим, что в некоторой последовательности происходят реакции, в которых участвуют как обычные молекулы, так и промежуточные соединения. Пользуясь основными законами кинетики реакций, можно составить систему дифференциальных уравнений, которые принципиально (но не всегда на практике) являются разрешимыми. Решение этих уравнений дает нам сведения о том, что происходит во всей системе, т. е. дает количества всех молекул и промежуточных соединений в любой момент времени, если известны количества их для некоторого определенного момента времени, например для времени, равного нулю. Количества обычных, сравнительно устойчивых молекул в начале опыта определить легко, но для промежуточных соединений получить такие сведения невозможно из-за их большой реак-ционноспособности. В этом случае можно применить метод промежуточных соединений в стационарных концентрациях, который приводит не только к выражению скорости реакции через концентрации обычных молекул, но также приводит к значениям концентраций промежуточных соединений как функции концентраций обычных молекул. Однако для самого начала процесса такие выражения нельзя составить, потому что требуется некоторое время для того, чтобы количества промежуточных соединений достигли стационарных значений. Это время релаксации может, конечно, от случая к случаю изменяться в определенных пределах, но поскольку оно остается малым по сравнению с полным временем протекания реакции, то изменение его в этих пределах существенного значения не имеет. Обычно время релаксации можно грубо оценить на основе качественных данных или, если это необходимо, посредством количественных расчетов [7 б, 7 в]. Как показывает опыт, протекание реакции следует закону, при выводе которого принимается, что промежуточные соединения присутствуют в ста- [c.139]

Оставим на время кислородную теорию кислот и начнем с водноионной теории, по которой кислота определяется как водородное соединение, дающее в водном растворе ионы водорода, а основание— как соединение, дающее в водном растворе гидроксильные ионы. Эти определения имеют большое значение при катализе в водных растворах, а каталитический метод был применен для определения концентрации водородных и гидроксильных ионов. Проблема гомогенного катализа непосредственно связана с проблемой кинетики реакций. Законы скорости реакции впервые были сформулированы в связи с изучением инверсии сахарозы при каталитическом действии кислот [1]. [c.67]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология