Кинетическая классификация сложных реакций.

Слож реакции сост из неск прост реакций, и в их кинетич уравн-е входит неск констант скоростей! 1) Обратимы е: A+Bà обр стр C+D2) Паралел: A+B стрелки в 2 направл C и D+F, напр: Zn+HNO3 три стрелки NO2+.., N2+..NH4NO3+.. 3)Последоват: A+Bà Cà Dà F+K (над стрелками k1, k2, k3), напр гидролиз белков4 )Сопряженные -реакции, кот протек-т при условии протек-я др реакции в этож время!: A+Bà C(самопроизвол); А+Дà N(протек тольк в присутст вещ-ва В), А-вещ-во актор, В-индуктор, Д-акцептор! напр: глюкоза+фруктозаà сахароза+Н2О, глюк+АТФà глюкозо-1-Ф+АДФ, глюкозо-1-Ф+фрукà сахаро+Ф/подвели черту: глюк+АТФ+фруктозаà сахаро+Ф(dG=-2ккал/моль)

5)Цепные рек -ии-реакции, пртек-ие с участием свобод радикалов(частицы с неспарен электрон), путем образов-я цепи, след-ей др за др реакции:

Зарождение: 2RH+O2à 2R(с точк наверху)+H2O2! Продолжение: R(с точк)+O2à RO2(О с точк), RO2(О с точк)+RHà ROOH+R(с точк)! обрыв цепей: R+R (оба с точк) à RR, 2RO2(O с точк) à ROOR+O2! Ингибиторы-вещ-ва, кот уничтож-ют радикалы(витамины Е, А). Лимитирующая стадия–самая короткая!

2.Поверхностные явления. Поверхностное натяжение. Поверхностная энергия Гиббса.Поверхн явл-я- процессы, происх-ие на границе раздела фаз в межфазн поверхн слое и возника-ие при взаимодействии сопряжен фаз! Сист-мы с очень развит поверх-ю наз-ся жив организмы (напр, кожа-1, 5м2, скелет-2000км2..) Уделная поверхность: Sуд=S: V, S=S: m, где S-площ поверх-ти, V-соответст ей объем, m-масса дисперс фазы. G=Gv+Gs=kV+Sсигма(как о с хвост верх прав), отсюда ПОВЕРХ ЭНЕРГИЯ ГИББСА: Gs=S*сигму! Сигма- поверхн натяжен-е. равное энерг Г 1м2 поверхности, или работе по увелич-юповерх-ти на 1 м2. Едн-ца измерен-я сигмы: ДЖ/м2 или Р/м.Поверност натяж обусловлено некомпенсир-ым полем межмалекул сил на межфазн поверх-ти! Чем силн межмолек взаимод-е, тем болтше сигма! (сигма алмаз-11400 Дж/м2, Н2О-72). При Т стрелка вверх сигма стрл-а вниз, при Рвверх сигма(ж-г) вниз! Методы определ-я сигмы: 1) метод счета капель, 2)м. наиб давлен в пузырьке возд-ха, 3) капилляр метод, 4) по растворимости, 5) по темпер плавл-я!

Б16.1.Основной закон химической кинетики. Реакции нулевого, первого и второго порядков. Хим. Кинетика-учение о скор-ти хим реакции, её завис-ти от разно факторов! Поэтому глав задачей ХК явл-ся управл-е хим процессм! Осн закон: скорость реакции в каждый момент времени прямопропорц произведен-ю концентраций реагентов, возведенных в некот степень! aA+bB+…à продукты V=k[A](nA-это степень)*[B](nB), T, P, среда= const-это закон действ-их масс! [А] и [В]-моляр концентр реагентов; к-константа, не завис от концентр, зависти от Т, природы реагентов, катализ-ра, раствр-ля, примесей! Скорость хим реакции -число элементарн актов реакции, происх-их в един-цу времени в един-це объема(для гомоген реакц) или на един-це поверх-ти раздела фаз(для гетероген).: V=+-dC/dT (dC-измен-е конц вещ-ва), измер-ся в моль/л*с!

n=na+nb+….-порядок реакции (сумма показат-лей степеней, с кот-ми концентрации реагентов входят в кин уравн-е! Реакции нул порядка: n=0 V=к, напр.2NH3à N2+3H2! Первого прядка: n=1, V=к, [Н2О2], напр 2H2Oà 2H2O+O2, второго: n=2, V=к [CO]*[Cl], напр CO+Cl2à COCl2!