Предэкспоненциальный множитель в чем измеряется

Предэкспоненциальный множитель в чем измеряется

ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ

Конспект лекций для студентов биофака ЮФУ (РГУ)

2.1 СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ

2.1.9 Влияние температуры на константу скорости реакции

Константа скорости реакции есть функция от температуры; повышение температуры, как правило, увеличивает константу скорости. Первая попытка учесть влияние температуры была сделана Я. Г. Вант-Гоффом, который сформулировал следующее эмпирическое правило:

При повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости элементарной химической реакции увеличивается в 2 – 4 раза.

(II.29)

(II.30)

Однако правило Вант-Гоффа применимо лишь в узком температурном интервале, поскольку температурный коэффициент скорости реакции γ сам является функцией от температуры; при очень высоких и очень низких температурах γ становится равным единице (т.е. скорость химической реакции перестает зависеть от температуры).

2.1.10 Уравнение Аррениуса

Очевидно, что взаимодействие частиц осуществляется при их столкновениях; однако число столкновений молекул очень велико и, если бы каждое столкновение приводило к химическому взаимодействию частиц, все реакции протекали бы практически мгновенно. С. Аррениус постулировал, что столкновения молекул будут эффективны (т.е. будут приводить к реакции) только в том случае, если сталкивающиеся молекулы обладают некоторым запасом энергии – энергией активации.

Энергия активации есть минимальная энергия, которой должны обладать молекулы, чтобы их столкновение могло привести к химическому взаимодействию.

Рассмотрим путь некоторой элементарной реакции

Поскольку химическое взаимодействие частиц связано с разрывом старых химических связей и образованием новых, считается, что всякая элементарная реакция проходит через образование некоторого неустойчивого промежуточного соединения, называемого активированным комплексом:

Образование активированного комплекса всегда требует затраты некоторого количества энергии, что вызвано, во-первых, отталкиванием электронных оболочек и атомных ядер при сближении частиц и, во-вторых, необходимостью построения определенной пространственной конфигурации атомов в активированном комплексе и перераспределения электронной плотности. Таким образом, по пути из начального состояния в конечное система должна преодолеть своего рода энергетический барьер. Энергия активации реакции приближённо равна превышению средней энергии активированного комплекса над средним уровнем энергии реагентов. Очевидно, что если прямая реакция является экзотермической, то энергия активации обратной реакции Е’_А выше, нежели энергия активации прямой реакции E_A. Энергии активации прямой и обратной реакции связаны друг с другом через изменение внутренней энергии в ходе реакции. Вышесказанное можно проиллюстрировать с помощью энергетической диаграммы химической реакции (рис. 2.5).

Рис. 2.5 Энергетическая диаграмма химической реакции.
E_исх – средняя энергия частиц исходных веществ,
E_прод – средняя энергия частиц продуктов реакции

Поскольку температура есть мера средней кинетической энергии частиц, повышение температуры приводит к увеличению доли частиц, энергия которых равна или больше энергии активации, что приводит к увеличению константы скорости реакции (рис.2.6):

(II.31)

Поскольку константа равновесия есть отношение констант скоростей прямой и обратной реакции, можно переписать выражение (II.31) следующим образом:

(II.32)

Представив изменение энтальпии реакции ΔHº в виде разности двух величин E₁ и E₂, получаем:

(II.33)

(II.34)

Здесь С – некоторая константа. Постулировав, что С = 0, получаем уравнение Аррениуса, где E_A – энергия активации :

(II.35)

После неопределенного интегрирования выражения (II.35) получим уравнение Аррениуса в интегральной форме:

(II.36)

(II.37)

Рис. 2.7 Зависимость логарифма константы скорости химической
реакции от обратной температуры.

Здесь A – постоянная интегрирования. Из уравнения (II.37) нетрудно показать физический смысл предэкспоненциального множителя A, который равен константе скорости реакции при температуре, стремящейся к бесконечности. Как видно из выражения (II.36), логарифм константы скорости линейно зависит от обратной температуры (рис.2.7); величину энергии активации E_A и логарифм предэкспоненциального множителя A можно определить графически (тангенс угла наклона прямой к оси абсцисс и отрезок, отсекаемый прямой на оси ординат).

(II.38)

Зная энергию активации реакции и константу скорости при какой-либо температуре T₁, по уравнению Аррениуса можно рассчитать величину константы скорости при любой температуре T₂:

(II.39)

Источник

Понятие энергии активации. Распределение Максвелла – Больцмана. Уравнение Аррениуса. Предэкспоненциальный множитель. Энергетическая диаграмма химической реакции.

Более точно зависимость константы скорости реакции от температуры описывается уравнением Аррениуса:

,

Если при изменении температуры концентрация реагентов остается постоянной, то зависимость скорости реакции от температуры описывается уравнением:

, где

— основание натурального логарифма;

— энергия активации реакции, Дж/моль;

— универсальная газовая постоянная, Дж/моль·К;

— температура, К;

— предэкспоненциальный множитель;

при .

Энергия активации – это минимальная дополнительная или избыточная энергия по сравнению со средней энергией реагирующих частиц, которой должны обладать соударяющиеся частицы, чтобы вступить в реакцию. Частицы, обладающие такой энергией, называются активными. Энергия активации процесса зависит от природы реагирующих веществ. Значения энергии активации для химических реакций могут составлять от 40 до 200 кДж/моль.

Энергия активации (Е_а)показывает, какую минимальную энергию(в расчете на 1 моль) должны иметь частицы, чтобы они могли вступить в реакцию.

Концентрация Аррениуса иллюстрирует энергетическая диаграмма

Обратной эндотермической реакции:

H₂(_Г)+J₂(_Г) 2HJ; ∆H 0 _p(T) = 54 кДж.

Распределение Максвелла – Больцмана:

В обычных условиях только часть молекул обладает достаточной энергией, чтобы преодолеть порог. С ростом температуры таких молекул становится больше и скорость реакции возрастает. Известно, что молекулы газа при данной температуре обладают разной кинетической энергией, описываемой распределением Максвелла-Больцмана|:

N_акт = N_общ*

Из уравнения Аррениуса следует, что k =k₀ при Е_а = 0. Можно было бы предположить, что при этом условии каждое столкновение частиц приводит к химической реакции. Кинетическая теория газов позволяет рассчитать число столкновений частиц в единицу времени (z). Как показывает опыт, не каждое столкновение даже активных молекул приводит к реакции. Необходимо еще одно условие протекания реакции – определенная ориентация молекул, благоприятствующая перераспределению электронной плотности. Поэтому предэкспоненциальный множитель k₀ включает в себя фактор ориентации молекул (вероятностный фактор) Р_ор :

Вероятностный фактор уменьшается с ростом числа и сложности реагирующих частиц от доли единицы до 10_-9.

Таким образом, предэкспоненциальный множитель отражает частоту столкновения и ориентацию реагирующих частиц.

Энергетическая диаграмма химической реакции:

Энергетическая диаграмма для реакции образования продукта АВ из исходных веществ А и В. Если энергия столкновения молекул А и В больше или равна энергии активации Е_а, то энергетический барьер преодолевается, и происходит перемещение вдоль координаты реакции r от исходных веществ к продукту. Иначе имеет место упругое столкновение молекул А и В. Вершина энергетического барьера соответствует переходному состоянию (активированному комплексу), в котором связь А–В образовалась частично.

6. Активированный комплекс, его свойства. (пример)

Реакция начинается только между теми частицами, которые обладают повышенной энергией. Такие частицы при столкновении образуют сначала так называемый активированный комплекс(АК). Затем активированный ‘ комплекс разрушается с образованием продуктов реакции. Образование АК энергетически более выгодна, чем развал всех молекул на атомы и затем образование новых связей. . Свойства АК:,

1)АК не является химическим соединением.

2)АК существует очень короткое время.

3)Для обратимой реакция АК один и тот же для прямой и

4) Е_а реакции равна энергии образования АК.

В реакции Н2 + J2 активированным комплексом является плоский димер H2*J2в котором все связи удлинены по сравнению с молекулами исходных веществ. В обратимых реакциях энергии активации различны для прямой и обратной реакций. Разница между энергиями активации прямой и обратной реакций равна энтальпии реакции ( Н0(Т)), Частицы с энергией больше или равной Еа называются активными.

Источник

Калькулятор уравнения Аррениуса

(Единицы для постоянной Аррениуса и константы скорости одинаковы и зависят от скорости реакции. )

Что такое уравнение Аррениуса?

Уравнение Аррениуса — это формула, которая описывает, как скорость реакции изменяется в зависимости от температуры или константы скорости. Если мы посмотрим на уравнение, которое использует этот калькулятор уравнения Аррениуса, мы можем попытаться понять, как оно работает:

k = константа скорости, с единицами, которые зависят от порядка реакции, n, в общем виде M1-n * s-1;
A = предэкспоненциальный фактор, иногда называемый константой Аррениуса, в тех же единицах, что и константа скорости;
e ≈ 2,72 = число Эйлера (показатель степени);
Ea = энергия активации реакции, Дж * моль-1;
R = универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж * К-1 * моль-1; а также
T = температура, в К.
Указанный выше n — это порядок рассматриваемой реакции.

Что означает энергия активации Eₐ?

Теперь, как уравнение Аррениуса работает для определения константы скорости? Что ж, мы начнем с R * T. Умножая эти два значения вместе, мы получаем энергию молекул в системе в Дж * моль-1 при температуре T.

Затем мы можем разделить Ea на это число, что дает нам безразмерное число, представляющее количество столкновений, которые происходят с достаточной энергией, чтобы преодолеть требования к энергии активации (если мы не принимаем во внимание ориентацию). Это число обратно пропорционально количеству успешных столкновений. Таким образом, чем он ниже, тем больше удачных столкновений. Например, для заданного времени t значение Ea / (R * T) = 0,5 означает, что происходит вдвое больше успешных столкновений, чем если бы Ea / (R * T) = 1, что, в свою очередь, имеет вдвое больше количество успешных коллизий, чем Ea / (R * T) = 2.

Что такое уравнение Аррениуса — e, A и k?

Уравнение Аррениуса kB
Возможно, вы заметили, что приведенное выше объяснение уравнения Аррениуса касается вещества на основе на моль, но что, если вы хотите найти одну из переменных на основе расчета на молекулу? Что ж, в этом случае изменение довольно простое; вы замените универсальную газовую постоянную R на постоянную Больцмана kB и сделайте единицы энергии активации J * молекула-1:

k = константа скорости, с единицами, которые зависят от порядка реакции, n, в общем виде M1-n * s-1;
A = предэкспоненциальный фактор, иногда называемый константой Аррениуса, в тех же единицах, что и константа скорости;
e ≈ 2,72 = число Эйлера (показатель степени);
Ea = энергия активации реакции, Дж * молекула-1;
kB = постоянная Больцмана, равная 1,380649 × 10−23 Дж * K-1; а также
T = температура, в К.

Калькулятор уравнения Аррениуса также позволяет выполнять вычисления с использованием этой формы, выбирая параметр для каждой молекулы в самом верхнем поле.

Уравнение Аррениуса ln и график уравнения Аррениуса

Что замечательно в уравнении Аррениуса, так это то, что, решив его однажды, вы можете найти константу скорости реакции при любой температуре. Сложность в том, что экспоненциальная функция — не очень приятная графическая форма для работы. Итак, если вам нужен график уравнения Аррениуса, вы, скорее всего, будете использовать форму ln уравнения Аррениуса:

Это имеет поразительное сходство с уравнением для прямой линии y = mx + c, где

Вот пример уравнения Аррениуса.

2NO2 (г) → 2NO (г) + O2 (г)

При 320 ° C NO2 разлагается с константой скорости 0,5 М * с-1. Экспериментально установлено, что энергия активации этой реакции составляет 115 кДж * моль-1. Что такое предэкспоненциальный множитель?

Первым делом вам нужно преобразовать единицы, чтобы вы могли использовать их в уравнении Аррениуса.

преобразование температуры: 320 ° C + 273,15 = 593,15 K; а также
преобразование энергии: 115 кДж * моль-1 * 1000 = 115000 Дж * моль-1.
Теперь, когда вы это сделали, вам нужно изменить уравнение Аррениуса, чтобы найти A.

Источник

Уравнение Аррениуса. Предэкспоненциальный множитель. Стерический фактор.

При фиксированной температуре Т реакция возможна, если взаимодействующие молекулы обладают определенным запасом энергии. Эту избыточную энергию Аррениус назвал энергией активации, а сами молекулы активированными. Аррениус вывел уравнение, связывающее константу скорости с энергией активации и температурой

К=А где А – предэкспотенциальный множитель
е-экспонент
Еа – энергия активации
R – газовая постоянная

Величина Еа характеризует природу реагирующего вещества и определяется экспериментально из зависимости константы скорости при разных температурах. K=f(T)

Если записать уравнение Аррениуса в логарифмическом виде и рашать его для констант при двух температурах, то можно легко определить

предэкспоненциальный множитель –характеризует общее число соударений для реакции с простыми молекулами. Этот множитель близок к теоретической величине соударений(z)

z рассчитывается из кинетической теории газов А = z

Для сложных молекул А≠ z,поэтому вводится стерический фактор А = zp

Cтерический фактор учитывает то обстоятельство, что для взаимодействия сложных активных молекул необходима определенная взаимная ориентация: течению процессов способствует столкновение молекул в положениях когда в соприкосновениях приходят их реакционно-способные связи или неподеленые пары электронов

z-число всех соударений

p-доля соударений благоприятных в пространственном отношении

e–Ea/RT доля благоприятных в энергетическом отношении соударений

Анализируя уравнение Аррениуса делаем вывод, что существуют две принципиальные возможности ускорения реакции: 1)увеличение температуры 2)снижение энергии активации.

Источник

Предэкспоненциальный множитель в чем измеряется

Словарь терминов химической кинетики и катализа

Для просмотра с помощью Microsoft Internet Explorer

Химическая кинетика ( chemical kinetics ) – наука о скоростях и механизмах химических реакций.

Формальная кинетик a – раздел кинетики, рассматривающий временной ход реакций вне зависимости от конкретных реагентов и продуктов.

Простая реакция – протекает по закономерностям элементарной реакции, но может содержать более одного активационного барьера.

Механизм химической реакции – совокупность простых реакций (стадий), по которым протекает реакция.

Сложные реакции ( composite reactions ) – их механизм включает две и более стадий.

Скорость химической реакции W ( reaction rate ) – число актов превращения в единице объема V в единицу времени.

где n _i – стехиометрический коэффициент. Если объем реагирующей системы постоянный, то

Степень превращения ( extent of reaction ), или химическая переменная

Скорость превращения ( rate of conversion ) – производная по времени от степени превращения

Скорость расходования реагента ( rate of consumption ) или скорость образования продукта ( rate of formation ):

Закон действующих масс – зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих частиц в виде степенной функции вида:

Порядок реакции ( overall order of reaction ) – сумма порядков реакции по всем компонентам

Дифференциальное выражение для порядка реакции по компоненту:

Кинетическое уравнение – зависимость скорости образования вещества от концентраций реагентов. Для реакции из N_j простых стадий

Кинетическая кривая – зависимость концентрации или количества вещества от времени.

Основные типы элементарных реакций:

– гомолитические – с образованием и/или разрывом электронных пар;

– гетеролитические – разрушение и образование связей идёт без образования и разрыва электронных пар;

– согласованные (концертные) – синхронное превращение нескольких молекулярных орбиталей в новые МО.

Молекулярность элементарной реакции ( molecularity ) – количество частиц, участвующих в реакции. Существуют мономолекулярные ( unimolecular ), бимолекулярные ( bimolecular ) и тримолекулярные ( termolecular ) простые (элементарные) реакции. Простые реакции более высокого порядка не регистрируются. Рекомбинация атомов или простых радикалов в газе – тримолекулярная реакция с участием третьей частицы для отвода теплоты реакции.

Уравнение Аррениуса ( Arrhenius equation ):

Модифицированное уравнение Аррениуса ( modified Arrhenius equation ) учитывает зависимость предэкспоненциального множителя от температуры:

Дифференциальное выражение для энергии активации ( activation energy ) :

Нормальные значения предэкспоненциального множителя :

Эффективное время реакции t _эфф – время, за которое реакция прошла бы полностью, если бы ее скорость была равна начальной

Время полупревращения t _1/2 ( half life ) – время, за которое концентрация реагента достигнет арифметического среднего между начальным и конечным (равновесным) значением.

Время жизни t ( lifetime ) – среднее время существования частиц в системе:

.

Прямая задача кинетики – исходя из механизма и констант скоростей найти зависимости концентраций от времени.

Обратная задача кинетики – исходя из зависимостей концентраций от времени найти механизм и константы скорости реакции.

Критерий применимости метода стационарных концентраций :

Метод псевдоизоляции состоит в добавлении большого избытка реагента(ов), тогда его (их) концентрация постоянна; измеряется кинетика реагента(ов) в недостатке.

Открытые системы – обмениваются веществом с окружающей средой. Как правило, давление можно считать постоянным.

Степень превращения реагента в проточном реакторе x (безразмерная величина) определяется как

где n ₀ – поток вещества на входе в реактор (моль/с), n – поток вещества на выходе из реактора (моль/с). Если в реакторе не происходит изменения скорости потока, температуры и давления, то степень превращения

где С₀ – концентрация на входе в реактор (М), С – концентрация на выходе из реактора (М).

Время контакта t для проточного реактора:

где V_p – объем реактора (л), u ₀ – объемная скорость подачи реакционной смеси в реактор (л/с).

Реактор идеального (полного) смешения (РИС) ( continuosly stirred tank reactor CSTR ) – идеально перемешиваемый реакционный сосуд объемом V _р (л), в который с объемной скоростью u ₀ (л/с) подается исходная реакционная смесь, содержащая реагенты с концентрацией С _i 0 (моль/л). Из реактора с объемной скоростью u (л/с) выходит конечная реакционная смесь с концентрациями С _i (моль/л). Давление и температура одинаковы по всему объему реактора.

Реактор идеального вытеснения – это труба объемом V _p (м 3 ), в которую подают с объемной скоростью u ₀ (м 3 /с) исходную реакционную смесь, содержащую реагенты с концентрацией С _i 0 (моль/м 3 ). Из реактора с объемной скоростью u (м 3 /с) выходит конечная реакционная смесь с концентрациями С _i (моль/м 3 ). В трубе полностью отсутствует перемешивание, скорость движения реакционной смеси одинакова по всему сечению трубы. Давление на входе равно давлению на выходе.

Теория соударений – теория расчета скорости химических реакций, в которой предполагается, что скорость равна количеству соударений между частицами реагентов, имеющих энергию, достаточную для преодоления активационного барьера. Поскольку в реальности не все соударения приводят к реакции, то для расчета скорости вводится стерический фактор – множитель, отражающий долю соударений частиц с достаточной энергией, ведущих к реакции.

Теория активированного комплекса (ТАК), называемая также теорией переходного состояния, вычисляет константу скорости реакции исходя из того, что активированные комплексы находятся в равновесии с реагентами и превращаются в продукты со скоростью поступательного движения вдоль координаты реакции.

Термодинамическая формулировка теории активированного комплекса вычисляет константу скорости химической реакции исходя из термодинамических параметров активированного комплекса – энергии Гиббса активации, энтропии активации, энтальпии активации.

Координата реакции ( reaction coordinate ) – наиболее энергетически выгодный путь от реагентов к продуктам.

Профиль потенциальной энергии ( potential energy profile ) – кривая, описывающая изменение потенциальной энергии системы атомов, составляющих реагенты и продукты реакции, как функция координаты реакции.

Истинная энергия активации E _a – разность энергий АК и реагентов в невозбужденном состоянии.

Вариационная теория активированного комплекса предполагает, что активированный комплекс находится в точке перевала энергии Гиббса активации из долины реагентов в долину продуктов. Положение активированного комплекса ищется путем вычисления максимума энергии Гиббса активации или минимума константы скорости реакции.

Туннелирование (туннельный эффект) – пересечение барьера потенциальной энергии частицей с кинетической энергией меньшей, чем высота барьера.

Кинетический изотопный эффект – отношение константы скорости реакции с участием частицы, содержащей легкий изотоп, к константе скорости реакции с участием частицы, содержащей тяжелый изотоп:

Первичный изотопный эффект – при замене атома, смещение которого вносит основной вклад в координату реакции.

Вторичный изотопный эффект – при замене атома, смещение которого не вносит существенного вклада в координату реакции.

Межмолекулярный изотопный эффект – исходные реагенты содержат разные изотопы.

Внутримолекулярный изотопный эффект – продукты содержат по-разному распределенные изотопы.

Клетка ( cage ) – агрегат из молекул в конденсированной фазе, которые окружают фрагменты химической или фотохимической диссоциации.

Уравнение Бренстеда – Бьеррума :

Первичный солевой эффект – это изменение скорости реакции между ионами при изменении концентрации в растворе посторонней соли, меняющей ионную силу.

Выполняется в ряду однотипных реакций при изменении энергии Гиббса реакции в небольшом диапазоне.

Уравнение Брёнстеда ( Br ø nsted ) – линейная зависимость логарифма константы скорости кислотно катализируемой реакции от логарифма константы диссоциации катализатора:

Уравнение Гаммета ( Hammett ): для реакций пара- и метазамещенных ароматических соединений

где k ₀ – константа скорости реакции ароматического ядра без заместителей; k – константа скорости реакции ароматического ядра с заместителем; r – эмпирическая константа, характеризующая тип реакции; s – эмпирическая константа, характеризующая заместитель. С точностью ± 15 % позволяет рассчитать k многих реакций.

— зарождение цепи ( initiation step ) – генерация радикалов,

— обрыв цепи (chain termination reaction) – исчезновение радикалов.

Также могут содержать стадии:

— переноса цепи ( transfer step ) – образование из первоначальных свободных радикалов других радикалов, которые участвуют в стадиях продолжения цепи,

— разветвление цепи ( branching ) – образование из радикалов других радикалов с большим числом свободных валентностей,

— ингибирование ( inhibition ) – образование из свободного радикала малореакционноспособного продукта.

Длина цепи n ( chain length ) – число повторов стадий продолжения цепи для одного образовавшегося при зарождении цепи радикала.

Нижний предел самовоспламенения – это концентрация (или давление) кислорода С_О2 или общая концентрация (давление) С_М, выше которой начинается самовоспламенение. Обрыв цепи идет преимущественно на стенке, реакция проводится вдали от мыса самовоспламенения.

Полуостров самовоспламенения – область самовоспламенения в координатах C_{O 2} – T или Р – Т. Имеет мыс самовоспламенения – крайне левую точку, в которой еще возможно самовоспламенение.

Тепловой взрыв – неограниченный рост скорости экзотермической реакции за счет разогрева, возникающего, если скорость тепловыделения больше скорости теплоотдачи.

Фотохимические реакции – это реакции, протекающие в результате поглощения квантов ультрафиолетового, видимого или инфракрасного света. Кванты света можно рассматривать, как индуктор.

Квантовый выход φ ( quantum yield ) – отношение числа событий к числу поглощенных системой квантов света:

В случае фотохимической реакции это отношение количества прореагировавшего реагента или образовавшегося продукта к количеству поглощенных квантов света:

где W – скорость реакции (моль/л с); Ф – поток поглощенных квантов света (Эйнштейн/л с, Эйнштейн – это моль квантов света).

Флуоресценция ( fluorescence ) – излучательный переход из возбужденного в основное состояние без изменения мультиплетности.

Интеркомбинационная конверсия ( intersystem crossing ) – безызлучательный переход между состояниями разной мультиплетности.

Фосфоресценция ( phosphorescence ) – запрещенный излучательный переход в основное состояние (например, из триплета в синглет).

Внутренняя конверсия ( internal conversion ) – безызлучательный переход без изменения мультиплетности.

Тушение ( quenching ) возбужденного состояния – безызлучательная дезактивация возбужденного состояния путем взаимодействия с тушителем.

Первичные фотохимические реакции ( primary photochemical reactions ) – идут с участием электронно-возбужденных молекул, приводят к изменению химической структуры и превращению в первичные фотопродукты.

Вторичные реакции (фотохимические и темновые) – идут с участием продуктов первичных фотохимических реакций.

Катализ (с atalysis ) – явление, состоящее в возбуждении или ускорении химических реакций под влиянием специальных веществ – катализаторов, многократно вступающих в промежуточное химическое взаимодействие с участниками реакции и восстанавливающих свой химический состав после каждого цикла промежуточных взаимодействий.

Гомогенный катализ ( homogeneous catalysis ) – катализ, при котором катализатор находится одной фазе с реакционной смесью.

Ферментативный катализ ( enzymatic catalysis ) – катализ биологическими катализаторами – ферментами (энзимами).

Гетерогенный катализ ( heterogeneous catalysis ) – катализ, при котором катализатор находится в отличной от реакционной смеси фазе.

Для одного и того же механизма реакции вид кислотно-основного катализа зависит от того, какая стадия – лимитирующая.

Функция кислотности среды Гамета :

Соотношение Бренстеда для константы скорости общего кислотно-основного катализа:

где k_A – константа скорости реакции переноса протона, K_A – константа кислотности (диссоциации) катализатора; а и a – константы.

Закон действующих поверхностей : скорость химической реакции между частицами на поверхности пропорциональна заполнениям поверхности этими частицами (реагентами):

Механизм Лэнгмюра – Хиншельвуда ( Langmuir – Hinshelwood mechanism ) – механизм гетерогенной каталитической реакции, в котором образование продуктов проходит в результате элементарных реакций между адсорбированными частицами. Данный механизм описывает большинство гетерогенных каталитических реакций.

Механизм Или – Ридила ( Eley – Rideal mechanism ), ударный механизм – это механизм гетерогенной реакции, включающий стадии взаимодействия между адсорбированной частицей и частицей в гомогенной (газовой) фазе. Данный механизм описывает реакции осаждения на поверхности.

Источник