Конспект лекцій з Хімія. Робота № 523631

Перехід до торгівельного партнера Binance

Інформація про навчальний заклад

ВУЗ:

Вінницькій національний технічний університет

Інститут:

Не вказано

Факультет:

РТ

Кафедра:

Не вказано

Інформація про роботу

Рік:

2004

Тип роботи:

Конспект лекцій

Предмет:

Хімія

Завантажити

Частина тексту файла (без зображень, графіків і формул):

Міністерство охорони здоров'я України Вінницький національний медичний університет ім.М.І.Пирогова ФІЗИЧНА І КОЛОЇДНА ХІМІЯ Конспект лекцій для студентів 2-го курсу денного відділення фармацевтичного факультету 9. ХІМІЧНА КІНЕТИКА м. Вінниця, 2004 р. 1 Закони хімічної термодинаміки дозволяють визначити напрям та межу перебігу можливого за данних умов хімічного процеса, а також його енергетичний ефект. Однак термодинаміка не може відповідсти на питання щодо того, як саме відбувається процес і з якогою швидкістю. Ці питання -механізм та швидкість хімічної реакції - і є предметом хімічної кінетики. Дамо визначення основному поняттю хімічної кінетики - швидкості хімічної реакції: Швидкість хімічної реакції є число елементарних актів хімічної реакції, які відбуваються в одиницю часу в одиниці об’єму (для гомогенних реакцій) або на одиниці поверхні (для гетерогенних реакцій). Швидкість хімічної реакції є зміна концентрації реагуючих речовин в одиницю часу. Перше визначення є наибільш суворим; з нього витікає, що швидкість хімічної реакції можна також виразити як зміну в часі будь-якого параметра стану системи, який залежить від кількості частинок будь-якої реагуючої речовини, віднесеної до одиниці об’єму або поверхні - електропровідності, оптичної густини, диелектричної проникності і т.д. Однак найчастіше в хімії розглядають залежність концентрації реагентів від часу. У випадку однобічних (необоротних) хімічних реакцій (тут і далі розглядаються саме однобічні реакції) концентрації вихідних речовин з часом постійно зменшуються (Свих < 0), а концентрації продуктів реакції збільшуються (Спрод > 0). Швидкість реакції є позитивною, тому математичне визначення середньої швидкості реакції в проміжок часу t записують наступним чином: vсер C В різні проміжки часу середня швидкість хімічної реакції має різні значення; істинна (миттєва) швидкість реакції визначається як похідна від концентрації за часом vіст dC Графічне зображення залежності концентрації реагентів від часу є кінетична крива (рис. лівий, вихідні речовини (А) та продукти реакції (В)). Істинну швидкість реакції можна визначити графічно, провівши дотичну до кінетичної кривої (рис. правий); істинна швидкість реакції в певний момент часу дорівнює за абсолютною величиною тангенсу кута нахилу дотичної: Лекція 9. Хімічна кінетика 2 Треба зауважити, що у випадку, коли стехіометричні коефіцієнти в рівнянні хімічної реакції є різними, величина швидкості реакції буде залежати від того, зміна концентрації якого реагента визначалася. Так, в реакції 2H2 + O2 2H2O концентрації водню, кисню і води змінюються неоднаково. Швидкість хімічної реакції залежить від багатьох факторів: природи реагуючих речовин, їх концентрації, температури, природи розчинника і т.д. Однією з задач, яку вирішує хімічна кінетика, є визначення складу реакційної суміші (тобто концентрацій всіх реагентів) в довільний момент часу, для чого необхідно знати залежність швидкості реакції від концентрацій. В загальному випадку швидкість реакції зростає із збільшенням концентрацій реагуючих речовин. В основі хімічної кінетики знаходиться т.з. основний постулат хімічної кінетики. Швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин, підведених до певних ступеней. Тобто для реакції аА + bВ + dD +...продукти вираз для швидкості реакції буде таким v k cn1 cn2 cn3... Коефіцієнт пропорційності k називається константою швидкості реакції. Константа швидкості чисельно дорівнює швидкості реакції за умови, що концентрації всіх реагуючих речовин дорівнюють одиниці. Залежність швидкості реакції від концентрацій реагуючих речовин визначається експериментально і має назву кінетичесного рівняння хімічної реакції. Для того, щоб мати повний вигляд цього рівняння, експериментально визначають константу швидкості і показники ступнів при концентраціях реагуючих речовин. Показники степенів n1, n2, n3 називаються порядком реакції за речовинами А, В, D, а їх сумарнe значення n = n1 + n2 + n3 +... — загальним порядком реакції. Майте на увазі, що стехіометричне рівняння реакції є лише рівнянням матеріального балансу і в загальному випадку не може визначати характер протікання реакції в часі.В багатьох випадках порядок не збігається зі стехіометричними коефіцієнтами в рівнянні реакції (тобто n1 a, n2 b i т. д.). Це пояснюється тим, що більшість реакцій проходить в декілька стадій, які мають різні швидкості, тому стехіометричне рівняння - це сумарний результат всіх елементарних стадій, а загальна швидкість реакції визначається швидкістю найповільнішої (лімітуючої) стадії. Реакції нульового порядку Швидкість реакцій нульового порядку не залежить від концентрації реагуючої речовини в певному її інтервалі. Частіше всього до реакцій нульового порядку належать реакції, які відбуваються на поверхні твердих тіл (гетерогенні реакції) за умови, що швидкість дифузії реагентів до поверхні є меншою за швидкість їх хімічного перетворення, тобто саме хімічна реакція є лімітуючою стадією процеса. Також до реакцій нульового порядку належать Лекція 9. Хімічна кінетика 3 ферментативні реакції, де кількість ферменту обмежена, а субстрат перебуває в надлишку. v −dC k с t −dc −kdt с0 0 звідки с0 – с = k t Тобто в будь-який момент часу поточна концентрація реагенту дорівнює С = с0 – k t Константу швидкості знаходимо за рівнянням K 1(c0 −c) З цього рівняння можна знайти час закінчення реакції - він складає c0 та період напівперетворення, тобто час, за який прореагує половина реагенту t½ c0 2 Реакції першого порядку Швидкість реакції першого порядку v −dC k c Після розділення змінних та інтегрування за умови що с = со при t = 0: с t  −kdt с0 0 маємо ln c0 −k t Звідси одержуємо рівняння залежності поточної концентрації від часу: lnc −k t lnc0 або c c0 e−kt Це лінійне рівняння в координатах ln с - t, значення k чисельно дорівнює тангенсу кута нахилу прямої, взятому з протилежним знаком: k= - tg (рис.). Пряма відсікає на осі ординат відрізок, рівний ln со. Відповідно формула для розрахунку к: Лекція 9. Хімічна кінетика 4 K 1ln c0 Розмірність константи швидкості – зворотній час - [к] = t -1 (с-1, хв-1 тощо). При зменшенні початкової концентрації реагенту вдвічі, тобто до значення с = c0/2, з рівняння (16.5) одержуємо величину t½ — період напівперетворення (напівреакції): t½ = ln2 0.693 Тобто, для реакцій першого порядку період напівперетворення не залежить від початкової концентрації реагенту. Це характерна ознака таких реакцій. Реакції другого порядку Для реакцій другого порядку: v −dC k c c2 Якщо c1 = c2 то v −dt k c2 В начальний момент часу t=0 маємо с = со с t 2 −kdt с0 0 тобто, після інтегрування 1 −1 k t 0 Звідси: 11 1  t c c0  та вираз для розрахунку поточної концентрації на довільний момент часу 1 k t 1 0 Отже, одержали лінійне рівняння в координатах 1/c - t (рис.). Константа швидкості дорівнює тангенсу кута нахилу прямої. Період напівперетворення розраховується за попереднім рівнянням, якщо прийняти c c0 t½ = 1 k c0 Тобто, для реакцій другого порядку, період напівперетворення обернено пропорційний початковій концентрації. Розмірність константи швидкості реакції другого порядку [k] = л · моль-1 · c -1 . Лекція 9. Хімічна кінетика 5 Реакції третього порядку Для реакцій третього порядку: v −dC k c3 тобто, для певного часового інтервалу с t −3 kdt с0 0 після інтегрування 1 −1 2k t 0 Звідси: 1 1 1  t c2 c2  і вираз для обчислення концентрації реагенту в довільний момент часу 1 2k t 1 0 Отже, одержали лінійне рівняння в координатах 1/c2 - t (рис.). Константа швидкості дорівнює tg. Період напівперетворення розраховується за формулою t½ = 3 2k c2 Тобто, період напівперетворення обернено пропорційний квадрату початкової концентрації. Розмірність константи швидкості реакцїї другого порядку [k] = л2 · моль-2 · c -1 . Порядок хімічної реакції – це формально-кінетичне поняття, фізичний сенс якого для елементарних (одностадійних) реакцій полягає в наступному: порядок реакції дорівнює кількості концентрацій, які одночасно змінюються. У випадку елементарних реакцій порядок реакції може дорівнювати суммі коефіцієнтів в стехіометричному рівнянні реакції; однак в загальному випадку порядок реакції визначається лише в експерименті і залежить від умов проведення реакції. Розглянемо елементарну реакцію гідроліза етилацетату: СН3СООС2Н5 + Н2О СН3СООН + С2Н5ОН Якщо проводити цю реакцію за умови, що концентрації етилацетату і води не дуже відрізняються, то загальний порядок реакції дорівнює двум і кінетичне рівняння має вигляд: V = k [СН3СООС2Н5] [Н2О] При проведенні цієї реакції за умови значного надлишку одного з реагентів (води або етилацетату) концентрація речовини, яке знаходиться в надлишку, практично не змінюється і може бути введена до константи швидкості; кінетичні рівняння для двух можливих випадків матимуть вигляд: Лекція 9. Хімічна кінетика 6 1) Надлишок води: V = k' [СН3СООС2Н5] де k' = k [Н2О] 2) Надлишок етилацетату: V = k" [Н2О] де k" = k [СН3СООС2Н5] В цих випадках ми маємо справу з т.з. реакцією псевдопершого порядку. Саме таке проведення реакції при великому надлишку однієї з вихідних речовин використовуєтья для визначення порядку реакції за тією або іншою речовиною. В хімічній кінетиці прийнято класифікувати реакції за величиною загального порядку реакції. У більшості випадків прості реакції — це стадії складних хімічних процесів. Розглянемо реакції, для яких молекулярність і порядок збігаються і дорівнюють нулю, одиниці, двом, трьом. Існує багато інших методів визначення порядку реакції Інтегральний метод підбору кінетичного рівняння. Експериментальні значення поточної концентрації і часу підставляють в рівняння для констант швидкостей реакцій різних порядків. Рівняння, за яким одержують сталі значення константи швидкості, описує кінетику досліджуваного процесу. Іншим варіантом цього методу є подання експериментальних значень с і t y координатах, що дають лінійні залежності. Для реакції першого порядку графік буде лінійним в координатах ln с — t, другого порядку — в координатах 1/c - t, третього порядку — в координатах 1/c2 - t. Інтегральний метод періоду напівперетворення. Вивчають залежність періоду напівперетворення від початкової концентрації реагуючої речовини. Для реакцій першого порядку t½ не залежить від со, для реакцій другого порядку він обернено пропорційний со, для реакцій третього порядку — обернено пропорційний Со . Диференціальний метод Вант-Гоффа. Прологарифмуємо рівняння для швидкості реакції v k cn одержимо ln v = ln k + n ln c рівняння прямої в координатах ln v – ln c, тангенс кута нахилу якої дорівнює порядку реакції n. Отже, визначаючи швидкість реакції при різних концентраціях реагуючої речовини, можна знайти порядок реакції. Для визначення швидкості реакції будують кінетичну криву в координатах с — t (рис.). Швидкість реакції дорівнює тангенсу кута нахилу дотичної до кривої в даній точці, яка відповідає певній концентрації. Молекулярність елементарних реакцій Елементарними (простими) називають реакції, які проходять в одну стадію. Їх прийнято классифікувати за молекулярністю - числу частинок, Лекція 9. Хімічна кінетика 7 які, згідно експериментально встановленому механізму реакції, приймають участь в елементарному акті хімічної взаємодії. Мономолекулярні - реакції, в яких відбувається хімічне перетворення однієї молекули (ізомерізація, дисоціація і т. д.): l2 І+ І Бімолекулярні - реакції, елементарний акт яких відбувається при зіткненні двох частинок (однакових або різних): СН3Вг + КОН СН3ОН + КВг Тримолекулярні - реакції, елементарний акт яких відбувається при зіткненні трьох частинок: О2 + NО + NО 2NО2 Реакції с молекулярністю більше, ніж три, невідомі. Для елементарних реакцій, які відбуваються при приблизно рівних концентраціях вихідних речовин, величини молекулярності і порядка реакції совпадают. Але не існує чітко визначеного зв’язку між поняттями молекулярності і порядка реакції, оскільки порядок реакції характеризує кінетичне рівняння реакції, а молекулярність - механизм реакції. Складні реакції Складними називають хімічні реакції, які відбуваються більш ніж за одну стадію. Як приклад, розглянемо: 2HI + H2O2 I2 + 2 H2O2 Ця реакція є реакцією другого порядку; її кінетичне рівняння має наступний вигляд: V = k [HI] [ H2O2] Вивчення механизму реакції показало, що вона є двухстадійною: 1) HI + H2O2 HIO + H2O 2) HIO + HI I2 + H2O Швидкість першої стадії V1 є набагато більшою, ніж швидкість другої стадії V2, а загальна швидкість реакції визначається швидкістью повільної стадії. Тому найповільнішу стадію називають лімітуючою. Зробити висновок щодо того, чи є реакція елементарною або складною, можна на підставі вивчення її кінетики. Реакція є складною, якщо експериментально визначені частні порядки реакції не співпадають з коефіцієнтами при віхідних речовинах в стехіометричному рівнянні реакції; частні порядки складної реакції можуть бути дробовими або від’ємними, в кінетичне рівняння складної реакції можуть входити концентрації не тільки вихідних речовин, але й продуктів реакції. Класифікація складних реакцій Послідовні реакції – реакції, при яких речовини, що утворюються в результаті однієї стадії є вихідними речовинами для наступної стадії. Схематично последовну реакцію можна зобразити таким чином: A B C D ... Лекція 9. Хімічна кінетика 8 Кількість стадій та речовин, які приймають участь в кожній з стадій можуть бути різними. Паралельні реакції - в яких одні й ті ж вихідні речовини одночасно утворюють різні продукти реакції, наприклад два або більше ізомера: D А + В С Супряжені реакції – складні реакції, які протікають наступним чином 1) A + B С 2) A + D E причому одна з реакцій може проходити самостійно, а друга можлива лише при наявності першої. Речовина А, загальна для обох реакцій, має назву актор, речовина В - індуктор, речовина D, яка взаємодіє з А лише при наявності першої реакції - акцептор. Наприклад, бензол в водному розчині не окислюється перокисом водню, але при додаванні солей Fe(ll) відбувається його перетворення в фенол і дифеніл. Механізм реакції такий. На першій стадії утворюються вільні радикали: Fe2+ + H O Fe3+ + ОН- + ОНякі реагують з йонами Fe2+ і бензолом: Fe2+ + ОНFe3+ + ОН-C6H6 + ОНС6Н5+ H2O Відбувається також рекомбінація радикалів: С6Н5+ ОНС6Н5ОН С6Н5+ С6Н5С6Н5- С6Н5 Тобто обидві реакції відбуваються з участю загального вільного радикалу ОН. Ланцюгові реакції складаються з низки взаємозв’язаних етапів, коли частинки, які утворюються в результаті кожного етапу, генерують подальші етапи. Як правило, ланцюгові реакції відбуваються за участю вільних радикалів. Для всіх ланцюгових реакцій характерні три типові стадії (на прикладі взаємодії хлору з воднем при освітленні). 1. Ініціація – зародження ланцюга Сl2 + h2 Cl2. Розвинення ланцюга H2 + ClHCl + HH+ Cl2 HCl + Cl Характеристикою цієї стадії є кількість молекул продукта, які утворюються з однієї початкової активної частинки (довжина ланцюга). 3. Обрив ланцюга (рекомбинація). Cl+ ClCl2 H+ HH H+ ClHCl Обрив ланцюга також відбувається при взаємодії активних частинок з матеріалом стінок посудини, в якій відбувається реакція, тому швидкість ланцюгових реакцій залежить від материалу і навіть від форми реакційної посудини. Лекція 9. Хімічна кінетика 9 Реакція утворення хлороводня є прикладом нерозгалудженої ланцюгової реакції - реакції, де кожній активній частинці, яка вступила до реакції, відповідає не більше ніж одна нова активна частинка. В розгалуджених ланцюгових реакціях з кожної активної частинки в ході реакції утворюється більше, ніж одна нова, тобто кількість активних частинок в ході реакції постійно зростає. Приклад – взаємодія водню та кисню: 1. Ініціація. H2 + O2 H2O + О2. Розвиток ланцюга О+ Н2 Н+ ОНН+ O2 ОН+ ОH2 + ОНH2O + H ВПЛИВ ТЕМПЕРАТУРИ НА ШВИДКІСТЬ РЕАКЦІЇ Температура дуже впливає на константу швидкості реакції, як правило, вона із зростанням температури збільшується. У відповідності з емпіричним правилом Вант-Гоффа при підвищенні температури на кожні 10° С константа швидкості збільшується у 2—4 рази: kT10 2 4 T де — температурний коефіцієнт швидкості реакції. При підвищенні температури на n десятків градусів рівняння приймає вигляд: n kTn10 kT Але при високих температурах температурний коефіцієнт швидкості перестає бути сталим та знижується до одиниці. Тобто ця залежність виконується при не дуже великих температурах. На правилі Вант-Гоффа грунтується метод «прискореного старіння ліків», який застосовують для визначення строків придатності лікарських засобів. Цей метод дозволяє скоротити час, необхідний для встановлення строку придатності ліків, і визначити оптимальну температуру їх зберігання. Препарат витримують при підвищеній температурі Т певний час tT і знаходять кількість препарату т, яка розклалася. Середня швидкість розкладання T m kT c0 T Якщо початкова концентрація речовини со і кількість речовини, що розклалася (m) при стандартній температурі такі самі, як і при температурі Т, то: V298 m k298 c0 298 З двох останніх виразів витікає, що Лекція 9. Хімічна кінетика 10 t298 kT tT 298 Тобто, у скількі раз швидкість розкладення більша при високій температурі, в стількі раз треба менше витримувати нашу дослідну речовину. Якщо температуру, при якій проводять дослід, записати як Т = 298 + n 10 То, приймаючи = 2 (у відповідності до Державної Фармакопеї при визначенні терміну зберіганнія ліків температурніий коефіцієнт швидкості реакції розкладення ліків приймають рівним двом), одержимо вираз для еквівалентного терміну зберігання препарату при 298 К: t298 2n tT Рівняння Арреніуса Взаємодія частинок відбувається при їх зіткненнях, але кількість зіткнень молекул є дуже великою і, якби кожне зіткнення вело б до хімічної взаємодії частинок, всі реакції відбувались би практично миттєво. Ареніус постулював, що зіткнення молекул будуть закінчуватися реакцією лише в тому випадку, коли ці молекули матимуть певний запас енергії – енергію активації. Енергія активації є мінімальна енергія, яку необхідно мати молекулам, щоб їх зіткнення вело до хімічної взаємодії. Розглянемо деяку елементарну реакцію А + В С Оскільки хімічна взаємодія частинок пов’язана з розривом старих хімічних зв’язків і утворенням нових, вважають, що будь-яка елементарна реакція проходить через утворення нестабільної проміжної сполуки, яку називають активованим комплексом: А К# В Рис. Енергетична діаграма хімічної реакції. Евих - середня енергія частинок вихідних речовин. Епрод - середня енергія частинок продуктів реакції. Утворення активованого комплексу завжди потребує затрат певної кількості енергії. Це викликано по-перше, відштовхуванням електронних оболонок і атомних ядер при зближенні частинок, по-друге, необхідністю побудови певної просторової конфігурації атомів в активованому комплексі і перерозподілі електроннї густини. Таким чином, на шляху з початкового стану в кінцевий система має подолати своєрідний енергетичний бар’єр. Енергія активації реакції приблизно дорівнює різниці між середнею енергією активованого комплекса та середнім рівнем енергії реагентів. Очевидно, що якщо пряма реакція є екзотермічною, то енергія Лекція 9. Хімічна кінетика 11 активації зворотньої реакції Е'А вище, ніж енергія активації прямої реакції ЕА. Енергії активації прямої та зворотньої реакції пов’язані одна з одною через зміну внутрішньої енергії в ході реакції. Все це можна показати за допомогою енергетичної диаграми хімічної реакції (рис). Оскільки температура є мірою середньої кінетичної енергії частинок, збільшення температури веде до збільшення кількості частинок, енергія яких дорівнює або більше енергії активації, що веде до збільшення константи швидкості реакції. Залежність константи швидкості реакції від температури більш точно виражає рівняння Арреніуса: d lnk Ea dT T 2 де Еа — енергія активації. Для виведення рівняння Арреніуса було використано хімічної реакції: (9.1) рівняння ізохори d ln K RU (9.2) де К — константа рівноваги, U — тепловий ефект реакції при V = const. Як відомо, константа рівноваги дорівнює: K k1 2 де k1 таk2 — константи швидкості прямої та зворотної реакцій. Запишемо тепловий ефект як різницю: U = Е1 - Е2, тоді (9.2) приймає вигляд: d lnk1 d lnk2 E −E dT T RT 2 Останнє співвідношення можна розділити на два рівняння: d lnk1 E 2 B d lnk2 E22 B де Е1 і Е2 мають розмірності енергій, а величини В мають однакові значення для прямої та зворотної реакцій і, як свідчить експеримент, В=0. Звідси: d lnk Ea T RT 2 Якщо Еа = соnst, то інтегрування цього рівняння дає: k Ae−Ea /(RT ) (9.3) де А — передекспоненціальний множник. Вираз (9.1) — диференціальна, а (9.3) — інтегральна форми рівняння Арреніуса. Розрахунок енергії активації та передекспоненціального множника Для розрахунку енергії активації за експериментальними даними використовують рівняння (9.3), логарифмування якого дає: lnk ln A−R Лекція 9. Хімічна кінетика 12 Отже, ln k лінійно залежить від зворот-ньої температури 1/Т (рис.) – збільшення температури веде до збільшення швидкості реакції. Значення Еa знаходять за тангенсом кута нахилу, оскільки: tg−Ea Передекспоненційний множник А визна-чається відрізком, який відсікає пряма на осі ординат при 1 0. Якщо визначено константи швидкості реакції при двох різних температурах, то одержуємо: Rlnk2  Ea  1 1 T T де k1 та k2 — константи швидкості при Т1 і Т2. Енергію активації вимірюють у Дж/моль. Розмірність параметру А збігається з розмірністю константи швидкості. Еa і А не залежать від температури у достатньо вузькому температурному інтервалі. Кінетика гетерогенних хімічних реакцій Коли реакція відбувається між речовинами, які знаходяться в різних фазах гетерогенної системи, основний постулат хімічної кінетики застосовувати не можна. В гетерогенних реакціях проміжними продуктами є молекули, зв’язані хімічними силами з поверхнею поділу фаз (хімічно сорбовані на поверхні). В будь-якому гетерогенному хімічному процесі є такі стадії: 1. Дифузія реагентів в реакційну зону, яка знаходиться на поверхні поділу фаз. 2. Активована адсорбція частинок реагентів на поверхні. 3. Хімічне перетворення сорбованих частинок. 4. Десорбція утворених продуктів реакції. 5. Дифузія продуктів реакції з реакційної зони. Стадії 1 і 5 називають дифузійними, стадії 2, 3 і 4 - кінетичними. Єдиного виразу для швидкості гетерогенних хімічних реакцій не існує, оскільки кожна з цих стадій може бути лімітуючою. Звичайно, при низьких температурах швидкість гетерогенної реакції визначають кінетичні стадії (т.з. кінетична область гетерогенного процесу; швидкість реакції в цьому випадку дуже залежить від температури і площі поверхні розділу фаз; порядок реакції при цьому може бути будь-яким). При високих температурах швидкість процесу визначається швидкістью дифузії (дифузійна область гетерогенної реакції, для якої характерний перший порядок реакції і слабка залежність швидкості процесу від температури і площі поверхні розподілу фаз). Лекція 9. Хімічна кінетика 13 ФОТОХІМІЧНІ РЕАКЦІЇ Передача енергії для активації молекул, які вступають до взаємодії, може відбуватися або у вигляді теплоти (т. з. темнові реакції), або в вигляді квантів електромагнитного випромінювання. Реакції, в яких активація частинок є результатом їх взаємодії з квантами електромагнитного випромінювання видимої області спектру, називають фотохімічними реакціями. При всіх фотохімічних процесах виконується закон Гротгуса: Хімічне перетворення речовини може викликати лише таке випромінювання, яке поглинається цією речовиною. Взаємодія світла з речовиною може відбуватися трьома можливими напрямками: 1. Збудження частинок (перехід електронів на розташовані вище орбіталі): А + hA 2. Іонизація частинок за счет отрива електронов: А + hА+ + e- 3. Дисоциація молекул з утворенням вільних радикалів (гемолітична) або іонів (гетеролітична): АВ + hА+ B АВ + hА+ + B- Між кількістю енергії світла, яка була поглинена молекула речовини, і кількістю молекул, які прореагували фотохімічно, є співвідношення, яке виражається законом фотохімічної еквівалентності Штарка-Ейнштейна: Кількість молекул, яка пройшла через первинне фотохімічне перетворення, дорівнює кількості квантів електромагнітного випромінювання, яке було поглинуто речовиною. Оскільки фотохімічна реакція, як правило, включає в себе т.з. вторинні процеси (наприклад, у випадку ланцюгового механізму), для характеризування реакції вводять поняття квантового виходу фотохімічної реакції: Квантовий вихід фотохімічної реакції є відношення кількості частинок, які перетворилися, до кількості квантів світла, яка була поглинута речовиною. Квантовий вихід реакції може знаходитися в достатньо широких межах: від 10-3 (фотохімічне розкладення метилброміду) до 106 (ланцюгова реакція водню з хлором). Важливими фотохімічними реакціями є реакції фотосинтезу, які відбуваються в рослинах за участю хлорофілу. Процес фотосинтезу складається з двох стадій: світлової, пов’язанох з поглинанням фотонів, і значно повільнішої темнової, яка являє собою сукупність хімічних перетворень, що відбуваються у темряві. Сумарний процес фотосинтезу полягає в окисленні води до кисню і відновленні диоксиду вуглецю до вуглеводнів: СО2 + Н2О + h(СН2О) + О2 G° = 477 кДж/моль Цей окислювально-відновний процес, пов’язаний з переносом електронів, стає можливим завдяки наявності в реакційному центрі хлорофіла Chl донора D і акцептора А електронів; перенос електронів відбувається внаслідок фотозбудження молекули хлорофілу: DChlA + hDChlA DChl+A- D+ChlA- Заряджені частинки D+ і А-, які виникають в цьому процесі, приймають участь в подальших окисно-відновних реакціях темнової стадії фотосинтезу. Лекція 9. Хімічна кінетика

Конспект лекцій Хімія

torf

18.04.2013 21:04-

Коментарі

Ви не можете залишити коментар. Для цього, будь ласка, або зареєструйтесь.

Ділись своїми роботами та отримуй миттєві бонуси!

Маєш корисні навчальні матеріали, які припадають пилом на твоєму комп'ютері? Розрахункові, лабораторні, практичні чи контрольні роботи — завантажуй їх прямо зараз і одразу отримуй бали на свій рахунок! Заархівуй всі файли в один .zip (до 100 МБ) або завантажуй кожен файл окремо. Внесок у спільноту – це легкий спосіб допомогти іншим та отримати додаткові можливості на сайті. Твої старі роботи можуть приносити тобі нові нагороди!

поділитись

Інформація про навчальний заклад

Інформація про роботу

Частина тексту файла (без зображень, графіків і формул):

Коментарі

Ділись своїми роботами та отримуй миттєві бонуси!

Оголошення від адміністратора

Admin

Вхід на сайт

Поскаржитися на роботу