Учебнометодическое пособие для студентов i курса медицинского вуза Рекомендовано Учебнометодическим объединением по медицинскому и фармацевтическому образованию вузов России в качестве учебного пособия для студентов медицинских вузов

• Название: Учебнометодическое пособие для студентов i курса медицинского вуза Рекомендовано Учебнометодическим объединением по медицинскому и фармацевтическому образованию вузов России в качестве учебного пособия для студентов медицинских вузов
• Дата: 18.04.2022
• Размер: 5.49 Mb.
• Имя файла: Osnovy termodinamiki, himicheskoi kinetiki i ravnovesiya.docx
• Тип: Учебно-методическое пособие; #483158
• страница: 8 из 16

Реакции нулевого порядка

Д ля реакций нулевого порядка кинетическое уравнение имеет следующий вид: = k.

Скорость реакции нулевого порядка постоянна во времени и не зависит от концентраций реагирующих веществ; это характерно для многих гетерогенных (идущих на поверхности раздела фаз) реакций в том случае, когда скорость диффузии реагентов к поверхности меньше скорости их химического превращения.

Реакции первого порядка

Д ля реакции первого порядка А В кинетическое уравнение имеет вид: = kс(А).

Реакции второго порядка

Для реакций второго порядка кинетическое уравнение имеет следующий вид:

= kс²(А), либо = kс(А)·с(В).

Как правило, реакция состоит из нескольких стадий. Например, реакция

4HBr + O₂ = 2Br₂ + 2H₂O состоит из трех последовательных стадий:

1. 
   HBr + O₂ = HOOBr
   
2. 
   HOOBr + HBr = 2HOBr
   
3. 
   HOBr + HBr = H₂O + Br₂
   

Установлено, что из этих трех стадий самая медленная – первая. Именно она определяет скорость всей реакции (является лимитирующей стадией). Поэтому зависимость скорости реакции окисления бромоводорода от концентраций имеет вид:

= k с(HBr)·с(O₂)

Общий порядок реакции равен 2 (сравните с суммой стехиометрических коэффициентов!).

Обычно одна стадия реакции осуществляется за счет столкновения двух частиц, крайне редко – трех, и никогда – больше. Поэтому общий порядок реакции выше 3 не встречается.

Механизмы реакций могут быть и более сложными. Если лимитирующую стадию нельзя четко выделить, то порядки реакций могут получиться дробными или отрицательными. Например:

Реакция	Выражение для закона действующих масс	Порядок реакции
H2+Cl2=2HCl	= kс1/2(Cl2) с(H2)	n(Cl2)=0,5; общий порядок 1,5
2CO+O2=2CO2	= kсO2)/с(CO)	n(CO) = –1; общий порядок 0

Наиболее простые и изученные случаи - реакции с общим порядком, равным 1, 2 или 3:

H2S2O3 = SO2 + S + H2O	= kс(H2S2O3)	общий порядок 1
H2 + I2 = 2HI	= kс(H2)·с(I2)	общий порядок 2
2NO + Cl2 = 2NOCl	= kс2(NO) с(Cl2)	общий порядок 3

Закономерностям реакций 1-го порядка подчиняется также радиоактивный распад, хотя он не является химической реакцией.

Для характеристики протекания реакции во времени используют, кроме скорости и константы скорости такой параметр как период полупревращения.

П ериод полупревращения ₁/2 – время, за которое концентрация реагирующего вещества уменьшается вдвое.

Д ля реакций радиоактивного распада величину _1/2 называют периодом полураспада.

Периоды полураспада некоторых радионуклидов, применяемых в медицине приведены в табл. 5 приложения.

Р еакции радиоактивного распада описываются кинетическими уравнениями 1-го порядка. Интегральная форма кинетического уравнения для реакций 1-го порядка имеет вид: с = с_о е^–k ,

где с_о – концентрация вещества в начальный момент времени; с – текущая концентрация вещества в момент времени ;

- время, прошедшее от начала реакции; k – константа скорости реакции.

Константа скорости реакции 1-го порядка связана с периодом полураспада простым соотношением: k

1/ 2