இயற்பியல் வேதியியல், வேதியியல் இயக்கவியல் மற்றும் வினையூக்கம். வேதியியல் இயக்கவியல் இயக்கவியலின் அடிப்படைக் கருத்துக்கள்

இயற்பியல் வேதியியல்

வேதியியல் இயக்கவியல் மற்றும் வினையூக்கம்

அறிமுகம்

இரசாயன இயக்கவியல்வேதியியல் செயல்முறை, அதன் வழிமுறை மற்றும் காலப்போக்கில் முன்னேற்றத்தின் வடிவங்கள் பற்றிய ஆய்வு ஆகும். இரசாயன இயக்கவியல் ஒரு வேதியியல் செயல்முறைகளின் விகிதத்தை கணிக்க அனுமதிக்கிறது. வேதியியல் செயல்முறையின் கணிதக் கோட்பாட்டை உருவாக்குவது தற்போது இரசாயன உலைகளின் வடிவமைப்பிற்கு அவசியமான நிபந்தனையாகும்.

அ) எதிர்வினையின் பொறிமுறையை கணக்கில் எடுத்துக் கொள்ளாமல் எதிர்வினை வீதத்தின் முறையான கணித விளக்கம் (முழுமையான செயல்முறையின் கணித வெளிப்பாடு), என்று அழைக்கப்படுகிறது முறையான (நிகழ்வு) இயக்கவியல்;

b) துகள்களின் பண்புகளில் மூலக்கூறு தரவுகளின் அடிப்படையில் வேதியியல் தொடர்புகளின் பொறிமுறையின் கோட்பாடு - இயக்கவியலின் கோட்பாடு (மூலக்கூறு இயக்கவியல்).

வேதியியல் தொடர்பு செயல்முறையின் வேகம் எதிர்வினை நிகழும் நிலைமைகளைப் பொறுத்தது. எதிர்வினை நிகழும் கட்டத்திற்கு ஏற்ப, அவை வேறுபடுகின்றன வாயு எதிர்வினைகளின் இயக்கவியல், தீர்வுகளில் உள்ள எதிர்வினைகளின் இயக்கவியல் மற்றும் திட நிலையில் உள்ள எதிர்வினைகளின் இயக்கவியல்.

பல செயல்முறைகள் தொடர்ச்சியாக நிகழும் அமைப்புகளில், முழு செயல்முறையின் வேகம் மெதுவானது என்று அழைக்கப்படுபவற்றால் தீர்மானிக்கப்படுகிறது. வரையறுக்கும் (கட்டுப்படுத்துதல்) நிலை. கட்டுப்படுத்தும் நிலை என்பது வேதியியல் தொடர்புகளின் செயலாக இருந்தால் மற்றும் எதிர்வினை கூறுகளை வழங்குதல் மற்றும் அகற்றும் செயல்முறை அதன் வீதத்தை பாதிக்காது என்றால், எதிர்வினை இயக்க மண்டலத்தில் நிகழ்கிறது என்று கூறப்படுகிறது. இங்கே, எதிர்வினை வீதம் செயல்முறையின் வேதியியல் நிலையின் இயக்கவியல் விதிகளால் தீர்மானிக்கப்படுகிறது. எதிர்விளைவுகளை நிர்ணயிக்கும் நிலை வினைப்பொருளின் சப்ளை ஆகும், இரசாயன தொடர்பு செயல் அல்ல. இந்த வழக்கில், செயல்முறை தொடர்கிறது பரவல் பகுதி,மற்றும் முழு செயல்முறையின் வீதமும் பரவல் விதிகளால் தீர்மானிக்கப்படுகிறது. கூடுதலாக, எதிர்வினை மற்றும் பரவல் விகிதங்கள் ஒப்பிடக்கூடிய வழக்குகள் உள்ளன. முழு செயல்முறையின் வீதமும் இயக்கவியல் மற்றும் பரவல் நிகழ்வுகளின் சிக்கலான செயல்பாடாகும், மேலும் செயல்முறை தொடர்கிறது மாற்றம் பகுதி.

எதிர்வினைகளின் இயக்கவியல் வகைப்பாடு

1. எதிர்வினையில் பங்கேற்கும் துகள்களின் எண்ணிக்கையின்படி:

· ஆணைப்படி;

· மூலக்கூறு மூலம்.

2. எதிர்வினையின் அடிப்படை செயலில் பங்கேற்கும் துகள்களின் தன்மைக்கு ஏற்ப:

· மூலக்கூறுகள் பங்கேற்கும் எதிர்வினைகள் மூலக்கூறு என்று அழைக்கப்படுகின்றன;

ஃப்ரீ ரேடிக்கல்கள் அல்லது அணுக்கள் சம்பந்தப்பட்ட எதிர்வினைகள் சங்கிலி எதிர்வினைகள் என்று அழைக்கப்படுகின்றன;

· அயனிகள் சம்பந்தப்பட்ட எதிர்வினைகள் அயனி என்று அழைக்கப்படுகின்றன.

3. எதிர்வினையில் ஈடுபட்டுள்ள கட்டங்களின் எண்ணிக்கையின்படி:

· ஒரேவிதமானஒரே மாதிரியான ஊடகத்தில் ஏற்படும் எதிர்வினைகள் என்று அழைக்கப்படுகின்றன (உதாரணமாக, வினைபுரியும் வாயுக்களின் கலவையில் அல்லது கரைசலில்);

· பன்முகத்தன்மை உடையதுவெவ்வேறு நிலைகளில் (உதாரணமாக, திட மற்றும் திரவ, வாயு மற்றும் திரவம், முதலியன) ஊடாடும் பொருட்களின் தொடர்பு மேற்பரப்பில், ஒரு பன்முக ஊடகத்தில் ஏற்படும் எதிர்வினைகள்.

4. சிரமத்தின் அளவு:

பொறிமுறையைப் பொறுத்து, எதிர்வினைகளை பிரிக்கலாம் எளிய மற்றும் சிக்கலான . எளிய எதிர்வினைகள் ஒரு திசையில் தொடரும் மற்றும் ஒரு வேதியியல் படியை உள்ளடக்கிய எதிர்வினைகள் ஆகும்.முறைப்படி, அவை வரிசையின்படி வகைப்படுத்தப்படுகின்றன (ஸ்டோச்சியோமெட்ரிக் மற்றும் இயக்க வரிசைகள் இணையும் போது) மற்றும் பூஜ்ஜியம், முதல், இரண்டாவது அல்லது மூன்றாவது வரிசையாக இருக்கலாம். எளிமையான எதிர்வினைகள் அவற்றின் "தூய வடிவத்தில்" ஒருபோதும் ஏற்படாது. பெரும்பாலான சந்தர்ப்பங்களில், இவை சிக்கலான இரசாயன செயல்முறைகளின் நிலைகளாகும்.

சிக்கலான எதிர்வினைகள்- இவை பல-நிலை இரசாயன செயல்முறைகள். இயக்கவியலில், ஒரு சிக்கலான எதிர்வினையின் தனிப்பட்ட நிலைகளின் சுயாதீன நிகழ்வு பற்றி ஒரு விதி உள்ளது: ஒரு தனிப்பட்ட நிலையின் விகித மாறிலியின் மதிப்பு அமைப்பில் மற்ற நிலைகளின் இருப்பைப் பொறுத்தது அல்ல.

சிக்கலான எதிர்வினைகள் பின்வருமாறு பிரிக்கப்படுகின்றன:

மீளக்கூடிய எதிர்வினைகள்: A + B X + Y

இணை எதிர்வினைகள்:

எங்கே ஏநான், பி ஜே- ஸ்டோச்சியோமெட்ரிக் குணகங்கள்; ஏநான்- தொடக்க பொருட்கள்; பி ஜே- எதிர்வினை தயாரிப்புகள்.

எதிர்வினை வீதம் அளவு:

இயக்கவியலில் w > 0 என்று கருதப்படுகிறது, எனவே ஃபார்முலாவில் (1.2) கழித்தல் குறி, ஏனெனில் வழித்தோன்றல் எதிர்மறையாக உள்ளது. தவிர, கொடுக்கப்பட்ட வினையின் வீதம் எந்த எதிர்வினைகளின் செறிவு மாற்றத்தின் மூலம் வெளிப்படுத்தப்படுகிறதா என்பதைப் பொருட்படுத்தாமல் அதே மதிப்பைக் கொண்டுள்ளது.

எதிர்வினை வீதம் பொருட்களின் தன்மை, அவற்றின் செறிவு, வெப்பநிலை, வினையூக்கிகளின் இருப்பு மற்றும் பிற காரணிகளைப் பொறுத்தது.. செறிவு (இயக்க சமன்பாடு) மீதான எதிர்வினை வீதத்தின் சார்புக்கான சமன்பாட்டின் வடிவத்தை சோதனைத் தரவுகளிலிருந்து நிறுவுவது நிகழ்வு இயக்கவியலின் சிக்கல்களில் ஒன்றாகும். எளிய அல்லது அடிப்படை எதிர்வினைகளுக்கு (ஒருதலைப்பட்ச, ஒரு-நிலை இரசாயன செயல்முறைகள்), அத்துடன் சிக்கலான எதிர்வினைகளின் ஆரம்ப நிலைகளுக்கு, இந்த சார்பு வெகுஜன நடவடிக்கை சட்டத்தால் நிறுவப்பட்டது, இது நோர்வே விஞ்ஞானிகள் குல்ட்பெர்க் மற்றும் வேஜ் (1864-1867): எதிர்வினை வீதம் எதிர்வினைகளின் (ஆரம்ப) செறிவுகளின் உற்பத்திக்கு விகிதாசாரமாகும், இது ஸ்டோச்சியோமெட்ரிக் குணகங்களின் முழுமையான மதிப்புகளுக்கு சமமான சக்திகளுக்கு உயர்த்தப்படுகிறது.

எதிர்வினை (1.1) அடிப்படையானதாக இருந்தால், அதன் வேகத்தின் அடிப்படை இயக்கச் சமன்பாடு (நிறைய நடவடிக்கை விதியின் கணித வெளிப்பாடு) வடிவத்தில் எழுதப்படும்:

சில சந்தர்ப்பங்களில், சிக்கலான எதிர்வினைகளுக்கு, இது போன்ற வெளிப்பாடு:

இது (1.3) இலிருந்து வேறுபடுகிறது, அவை ஸ்டோச்சியோமெட்ரிக் குணகங்களிலிருந்து வேறுபடலாம்.

செறிவில் அடுக்கு சிஏநான் இயக்கச் சமன்பாட்டில், எதிர்வினை வீதம் பொருளில் உள்ள எதிர்வினை வரிசை என்று அழைக்கப்படுகிறது ஏநான். ஸ்டோச்சியோமெட்ரிக் மற்றும் இயக்க வரிசைகள் உள்ளன. எளிய எதிர்வினைகளுக்கு ஆர்டர்கள் ஒன்றே: = . சிக்கலான எதிர்வினைகளின் விஷயத்தில், ஆர்டர்கள் ஒன்றுக்கொன்று சமமாகவோ அல்லது சமமற்றதாகவோ இருக்கலாம் (சிக்கலான எதிர்வினையின் அடையாளம்). ஒரு எதிர்வினையின் வரிசை முழு எண் ( ,) அல்லது பின்னம் ( , ), நேர்மறை ( ,) அல்லது எதிர்மறை () ஆக இருக்கலாம்.

பொது அல்லது மொத்த எதிர்வினை வரிசை n எதிர்வினை வீதத்தின் அடிப்படை இயக்கச் சமன்பாட்டில் உள்ள செறிவு சக்திகளின் அடுக்குகளின் கூட்டுத்தொகை ஆகும்.

எதிர்வினை வீதத்திற்கான இயக்கச் சமன்பாட்டில், விகிதாச்சாரத்தின் குணகம் கே, செறிவு இல்லாமல், அழைக்கப்படுகிறது நிலையான விகிதம் அல்லது குறிப்பிட்ட வேகம், அதாவது ஒரு யூனிட் செறிவுக்கு வேகம்.அதன் மதிப்பு எதிர்வினை வகையைப் பொறுத்து பரவலாக மாறுபடும் மற்றும் அதிகரிக்கும் வெப்பநிலையுடன் விரைவாக அதிகரிக்கிறது.

முறைப்படி, வகை (1.3) எளிய இயக்கச் சமன்பாடுகள் பொதுவாக சிக்கலான இரசாயன எதிர்வினைகளுக்கான இடைக்கணிப்பு சூத்திரங்களைக் குறிக்கின்றன. பகுதியளவு ஆர்டர்களைப் பெறுவதற்கான ஒரு காரணம், ஒரே தயாரிப்பைப் பெறுவதற்கு எதிர்வினை பல வழிகளில் தொடர்கிறது.

எதிர்வினையின் ஒரு முக்கிய பண்பு அதன் மூலக்கூறு .

ஒரு எளிய எதிர்வினைக்கு மூலக்கூறு என்பது இரசாயன தொடர்புகளின் ஒரு அடிப்படை செயலில் பங்கேற்கும் துகள்களின் எண்ணிக்கை.இந்த வழக்கில், ஒழுங்கு மற்றும் மூலக்கூறு ஒத்துப்போகின்றன. எளிய எதிர்வினைகள் மோனோமாலிகுலர், பைமோலிகுலர், டிரிமாலிகுலர். ஒரு தொடக்க நிகழ்வில் மூன்றுக்கும் மேற்பட்ட துகள்களின் பங்கேற்பு சாத்தியமில்லை.

சிக்கலான எதிர்வினைகளில் இறுதி தயாரிப்பு பல நிலைகளின் விளைவாக உருவாகிறது. இந்த சந்தர்ப்பங்களில் மூலக்கூறு என்பது ஸ்டோச்சியோமெட்ரிக் எதிர்வினை சமன்பாட்டிற்கு ஏற்ப இரசாயன மாற்றத்திற்கு உட்பட்ட துகள்களின் எண்ணிக்கையைக் குறிக்கிறது.இங்கே ஒழுங்கு மற்றும் மூலக்கூறு ஒத்துப்போவதில்லை.

1.2. எளிய எதிர்வினைகளின் இயக்கவியல்

முதல் வரிசை எதிர்வினை இயக்கவியல்

பொதுவாக, நாம் எழுதலாம்:

ஏ® தயாரிப்புகள்

ஆரம்ப தருணத்தில் இருக்கட்டும் ஏ தொடக்கப் பொருளின் மோல் ஏ. அந்த நேரத்தில் டி எதிர்வினையாற்றினார் எக்ஸ் பொருள் மோல் விட்டு a – x பொருளின் மச்சம் ஏ.

முதல் வரிசையின் எதிர்வினை வீதத்திற்கான அடிப்படை இயக்கச் சமன்பாடு வடிவம் கொண்டிருக்கும்:

மாறிகளை பிரித்து ஒருங்கிணைப்போம்:

விகித மாறிலியைக் கணக்கிடுவதற்கான சமன்பாட்டைப் பெறுகிறோம்:

முதல் வரிசை விகித மாறிலியின் பரிமாணம் [ நேரம் -1].

விகித மாறிலியையும் காணலாம் வரைபட ரீதியாக:

டி

கே = – டிஜி α

படம் சார்புகளைக் காட்டுகிறது x=f(டி) மற்றும் (a–x)=f(டி). வெட்டும் இடத்தில் a–x=x, பொருள் எக்ஸ்=ஏ/2, அதாவது. கால கட்டத்தில் டி 1/2 எதிர்வினையாற்றுவார்கள் பாதிஎடுத்த பொருள், டி 1/2 நேரம் அல்லது அரை ஆயுள் காலம்.

டி 1/2

முதல் வரிசை எதிர்வினைகளின் அரை ஆயுள்:

டி 1/2 = ln 2/ கே (1.7)

இரண்டாம் வரிசை எதிர்வினை இயக்கவியல்

ஸ்டோச்சியோமெட்ரிக் எதிர்வினை சமன்பாட்டை பொது வடிவத்தில் எழுதலாம்

ஏ + பி® தயாரிப்புகள்.

என்றால் ஏ மற்றும்பி- எதிர்வினைகளின் ஆரம்ப மோலார் செறிவுகள் ஏமற்றும் IN, ஏ எக்ஸ்- சரியான நேரத்தில் வினைபுரியும் 1 லிட்டரில் உள்ள மோல்களின் எண்ணிக்கை டி, அந்த நீங்கள் கற்பனை செய்யலாம்:

ஒருங்கிணைப்பு வழிவகுக்கிறது விகிதம் நிலையான சமன்பாடு (ஏபி):

பொருள் செறிவு எளிய வழக்கில் ஏமற்றும் INஅதே மற்றும் a =பி.

இந்த நிலைமைகளின் கீழ் இரண்டாம் வரிசை எதிர்வினை வீதத்திற்கான அடிப்படை இயக்கச் சமன்பாடுவடிவம் உள்ளது:

ஒருங்கிணைப்பு கொடுக்கிறது விகிதம் நிலையான சமன்பாடு (a =பி):

மதிப்பை தீர்மானிக்க கேபயன்படுத்தவும் முடியும் வரைகலை முறை:

எப்பொழுது a =பிஒரு வரைபடம் ஆயங்களில் கட்டப்பட்டுள்ளது 1/(a – x) =f(டி), விகிதம் மாறிலி: கே = டிஜி அ .

பொருள் கேஇரண்டாவது-வரிசை எதிர்வினைக்கு, செறிவு வெளிப்படுத்தப்படும் அலகுகளைப் பொறுத்தது. நாம் செறிவை வெளிப்படுத்தினால் mol/l, மற்றும் நேரம் உடன், பின்னர் இரண்டாம் வரிசை எதிர்வினை வீத மாறிலி பரிமாணத்தைக் கொண்டுள்ளது

[ எல். மோல் -1. கள் -1].

இரண்டாம் வரிசை எதிர்வினைகளின் அரை ஆயுள்:

மூன்றாம் வரிசை எதிர்வினைகளின் இயக்கவியல்

படிவத்தின் 3வது வரிசை எதிர்வினைக்கு ஏ + பி + சி® தயாரிப்புகள்

நீங்கள் பின்வருவனவற்றை எழுதலாம் அடிப்படை இயக்கச் சமன்பாடு:

சிறப்பு வழக்கில் போது அ= பி= c, அடிப்படை இயக்கச் சமன்பாடுமூன்றாம் வரிசை எதிர்வினை வீதம் படிவத்தைக் கொண்டுள்ளது:

ஒருங்கிணைப்பின் விளைவாக நாம் பெறுகிறோம் விகிதம் நிலையான சமன்பாடு:

க்கு வரைகலைநிலையான விகிதத்தைக் கண்டறிவது ஒரு உறவை உருவாக்குகிறது:

இத்தகைய எதிர்வினைகளுக்கான விகித மாறிலியின் பரிமாணம் [ l 2. மச்சம் -2 . கள் -1].

மூன்றாம் வரிசை எதிர்வினைகளின் அரை ஆயுள்:

பூஜ்ஜிய-வரிசை எதிர்வினைகளின் இயக்கவியல்

ஒன்று அல்லது அதற்கு மேற்பட்ட எதிர்வினைகளின் செறிவுடன் விகிதம் மாறாத எதிர்வினைகள் உள்ளன, ஏனெனில் இது செறிவினால் அல்ல, ஆனால் ஒளி வேதியியல் எதிர்வினைகளில் உறிஞ்சப்படும் ஒளியின் அளவு அல்லது வினையூக்கத்தில் வினையூக்கியின் அளவு போன்ற வேறு சில கட்டுப்படுத்தும் காரணிகளால் தீர்மானிக்கப்படுகிறது. எதிர்வினைகள். பிறகு எதிர்வினை வீதத்திற்கான அடிப்படை இயக்கச் சமன்பாடுவடிவம் உள்ளது:

பூஜ்ஜிய வரிசை எதிர்வினை விகிதம் மாறிலி:

1.3. எதிர்வினை வரிசையை தீர்மானிப்பதற்கான முறைகள்

எதிர்வினை வரிசையை தீர்மானிப்பதற்கான அனைத்து முறைகளையும் பிரிக்கலாம் ஒருங்கிணைந்தமற்றும் வித்தியாசமான.

ஒருங்கிணைந்த முறைகள்:

1) மாற்று முறை.

விஷயம் என்னவென்றால், சோதனைத் தரவை பூஜ்ஜியத்தின் சமன்பாடுகளாக மாற்றுவது, முதல், இரண்டாவது, மூன்றாவது ஆர்டர்கள் ஒரு சந்தர்ப்பத்தில் விகித மாறிலியின் நிலையான மதிப்பைக் கொடுக்க வேண்டும்.

2) கிராஃபிக் முறை.

எதிர்வினையின் போது வெவ்வேறு நேரங்களில் கேள்விக்குரிய தொடக்கப் பொருளின் செறிவுகளுக்கான சோதனைத் தரவுகளிலிருந்து கட்டமைக்கப்பட்ட வரைபடம், பொருளில் கொடுக்கப்பட்ட எதிர்வினையின் வரிசையைப் பொறுத்து வெவ்வேறு ஆயங்களில் ஒரு நேர் கோடாக வெளிப்படுத்தப்படும்:

3) அரை ஆயுள் காலத்தின் படி.

சோதனைத் தரவைப் பெறவும் τ ½ வெவ்வேறு ஆரம்ப செறிவுகளில் ஏ , பின்னர் அவை பகுப்பாய்வு செய்யப்படுகின்றன.

அது மாறிவிட்டால் τ ½ ≠ f(அ ), அந்த n = 1

அது மாறிவிட்டால் τ ½ ~ 1/ அ , அந்த n = 2

அது மாறிவிட்டால் τ ½ ~ 1/ அ 2, பின்னர் n = 3

வேறுபட்ட முறைகள்:

1) வான்ட் ஹாஃப் முறை.

எதிர்வினைகள் சம செறிவுகளில் எடுக்கப்படுகின்றன. வெவ்வேறு நேர இடைவெளியில் இரண்டு செறிவுகளில் எதிர்வினை வீதத்தை தீர்மானிக்கவும்:

2) அரை ஆயுள் காலத்தின் படி.

இரண்டு வெவ்வேறு ஆரம்ப செறிவுகளுக்கு ஒரு 1 மற்றும் ஒரு 2 அரை ஆயுள் காலம் வேறு ஏனெனில் இது சக்தியின் ஆரம்ப செறிவுக்கு நேர்மாறான விகிதாசாரமாகும் ( n – 1 ).

எனவே, சோதனை "செறிவு-நேரம்" வளைவுகளிலிருந்து இரண்டு வெவ்வேறு ஆரம்ப செறிவுகளுக்கான அரை-வாழ்க்கை காலத்தை தீர்மானித்தல்:

ஹ ஹ

a 1 a 2

ஒரு 1/2 ஒரு 2 /2

τ 1 டி τ 2 டி

எதிர்வினை வரிசையை நீங்கள் கணக்கிடலாம்:

மணிக்கு n ≠ 1,

1. வேதியியல் இயக்கவியல் கோட்பாடுகள்

2.1. எதிர்வினை விகிதத்தில் வெப்பநிலையின் விளைவு

பொதுவாக, வெப்பநிலை அதிகரிக்கும் போது, ​​ஒரு இரசாயன எதிர்வினை விகிதம் அதிகரிக்கிறது. இந்த பொது விதிக்கு சில விதிவிலக்குகள் மட்டுமே தெரியும் (உதாரணமாக, மூன்றாம் வரிசை எதிர்வினை: 2 NO + O 2 ® 2 NO 2).

ஒரு இரசாயன எதிர்வினையின் விகிதத்தில் வெப்பநிலையின் விளைவை, எதிர்வினை வீதத்தின் வெப்பநிலை குணகத்தின் மதிப்பால் குறுகிய வெப்பநிலை வரம்பில் அளவுகோலாக வகைப்படுத்தலாம்.

எதிர்வினை வீதத்தின் வெப்பநிலை குணகம் என்பது 10 0 ஆல் வேறுபடும் இரண்டு வெப்பநிலைகளில் எதிர்வினை வீத மாறிலிகளின் விகிதமாகும்:

g =

பொதுவாக:

g = (2.1)

எங்கே கே 1 மற்றும் கே 2 - வெப்பநிலையில் எதிர்வினை வீத மாறிலிகள் டி 1மற்றும் டி 2முறையே.

பெரும்பாலான எதிர்வினைகளுக்கு, வெப்பநிலை குணகம் 1 ஐ விட அதிகமாக உள்ளது, மேலும் அதன் மதிப்பு பரந்த வரம்புகளுக்குள் மாறுபடும். கரைசல்களில் ஏற்படும் பல எதிர்வினைகளுக்கு, அறை வெப்பநிலையில், அத்துடன் வாயு கட்டத்தில் ஏற்படும் பல எதிர்வினைகளுக்கு, அதிக வெப்பநிலையில், படி Van't Hoff இன் அனுபவ விதியின்படி, வெப்பநிலையில் 10 0 அதிகரிப்பு எதிர்வினை வீதத்தை 2 4 மடங்கு அதிகரிக்கிறது.

வெப்பநிலை குணகத்தின் பெரிய மதிப்புகளுக்கான விளக்கம் செயலில் மோதல்களின் அர்ஹீனியஸ் கோட்பாட்டால் வழங்கப்படுகிறது.

2.2. செயலில் மோதல் கோட்பாடு

எதிர்வினை விகிதத்தின் வெப்பநிலை குணகத்தின் பெரிய மதிப்புகள், அதே போல் வினைபுரியும் மூலக்கூறுகளின் மோதல்களின் எண்ணிக்கை மற்றும் எதிர்வினை வீதத்திற்கு இடையிலான வேறுபாடு, அர்ஹீனியஸ் தனது செயலில் மோதல்கள் (TAC) கோட்பாட்டை உருவாக்க அனுமதித்தது.

அர்ஹீனியஸின் கூற்றுப்படி, ஒவ்வொரு எதிர்வினையும் செயலில் உள்ள மூலக்கூறுகளின் உருவாக்கத்துடன் தொடர்புடைய ஒரு இடைநிலை கட்டத்தில் தொடர்கிறது:

இயல்பான மூலக்கூறுகள் செயலில் உள்ள மூலக்கூறுகள்® எதிர்வினை தயாரிப்புகள்.

சமன்பாடு (2.2) என்பது அனுபவ வான்ட் ஹாஃப் விதிக்கான ஒரு கோட்பாட்டு நியாயமாகும் மற்றும் வெப்பநிலை குணகத்தின் பெரிய மதிப்புகளை விளக்குகிறது.

எங்கே கே- சோதனை ரீதியாக தீர்மானிக்கப்பட்ட எதிர்வினை விகிதம் மாறிலி;

கே 0 - அதிவேகத்திற்கு முந்தைய காரணி.

ஈ ஏ- சாதாரண மூலக்கூறுகளை செயலில் உள்ளதாக மாற்றுவதன் வெப்ப விளைவு, என்று அழைக்கப்படும் செயல்படுத்தும் ஆற்றல்.

செயல்படுத்தும் ஆற்றல் என்பது சாதாரண மூலக்கூறுகள் வினைபுரியும் பொருட்டு குவிக்க வேண்டிய ஆற்றலாகும்.

அதிகரிக்கும் வெப்பநிலையுடன் எதிர்வினை வீதத்தின் அதிகரிப்புக்கான அளவு அளவுகோல் (விகித மாறிலி) செயல்படுத்தும் ஆற்றல் ஆகும், எனவே பெருக்கி e -Ea/RTசமன்பாட்டில் (2.2) அழைக்கப்படுகிறது செயல்படுத்தும் காரணி.

வேறுபட்ட வடிவத்தில், சமன்பாடு (2.2) வடிவத்தைக் கொண்டுள்ளது:

சார்புநிலைகள் (2.2, 2.3) ஆகும் van't Hoff-Arenius சமன்பாடுகள்.அவை வெப்பநிலையில் எதிர்வினை வீத மாறிலியின் சார்புநிலையைக் காட்டுகின்றன. சோதனை ரீதியாக நிர்ணயிக்கப்பட்ட விகித மாறிலியின் மடக்கையானது தலைகீழ் வெப்பநிலையின் நேரியல் சார்பு ஆகும், செயல்படுத்தும் ஆற்றல் வெப்பநிலையைச் சார்ந்தது அல்ல என்பது சூத்திரங்களிலிருந்து தெளிவாகிறது:

ln k = – + ln k 0(2.4)

எங்கே ln கே 0 - ஒருங்கிணைப்பு மாறிலி.

சமன்பாடு (2.4) பயன்படுத்தப்படலாம் வரைகலை கணக்கீடுகள்சோதனை தரவுகளின்படி செயல்படுத்தும் ஆற்றல். இதைச் செய்ய, பல வெப்பநிலைகளில் விகித மாறிலிகளைத் தீர்மானிப்பது மற்றும் வரைபடத்தில் அவற்றைத் திட்டமிடுவது அவசியம் ln கேதலைகீழ் வெப்பநிலையின் செயல்பாடாக.

இதன் விளைவாக நேர்கோட்டின் சாய்வின் கோணத்தின் தொடுகோடு டிஜி அ = - ஈஏ/ ஆர்.

இங்கிருந்து E a = –ஆர் டிஜிஅ(J/mol).

சமன்பாட்டின் (2.3) திட்டவட்டமான ஒருங்கிணைப்பை எடுத்துக் கொண்டால், அர்ஹீனியஸ் சமன்பாட்டின் ஒருங்கிணைந்த வடிவத்தைப் பெறுகிறோம்:

(2.5)

எங்கே கே 1 மற்றும் கே 2 - வெப்பநிலையில் விகிதம் மாறிலிகள் டி 1மற்றும் டி 2.

சமன்பாடு (2.5) பயன்படுத்தப்படலாம் பகுப்பாய்வு கணக்கீடுகள்சோதனை தரவுகளின்படி செயல்படுத்தும் ஆற்றல்:

.

படம் காட்டுகிறது மாக்ஸ்வெல்-போல்ட்ஸ்மேன் மூலக்கூறுகளின் ஆற்றல் விநியோகம். E Ea (ஷேடட் பகுதி) இருக்கும் மூலக்கூறுகள் செயலில் (எதிர்வினை). செயலில் உள்ள மூலக்கூறுகள் இருப்பதால் எதிர்வினை ஏற்படுகிறது.

எதிர்வினை அமைப்பின் ஆற்றலில் ஏற்படும் மாற்றத்தை படம் காட்டுகிறது. இங்கே பகுதிகள்: I - ஆரம்ப மூலக்கூறுகள், II - செயலில் உள்ள மூலக்கூறுகள், III - எதிர்வினை பொருட்கள், ஈ ஏ- செயல்படுத்தும் ஆற்றல், டிஎன்- எதிர்வினையின் வெப்ப விளைவு. வினைபுரியும் பொருட்களின் மூலக்கூறுகளில் உள்ள பிணைப்புகளை உடைக்க அல்லது பலவீனப்படுத்த சராசரி மதிப்புடன் ஒப்பிடும்போது அதிகப்படியான ஆற்றல் அவசியம். இதனால், செயல்படுத்தும் ஆற்றல் என்பது மோதும் மூலக்கூறுகளின் மொத்த ஆற்றலின் குறைந்தபட்ச மதிப்பாக புரிந்து கொள்ளப்படுகிறது, இது ஒருவருக்கொருவர் எதிர்வினைக்குள் நுழைவதை உறுதி செய்கிறது.

செயல்படுத்தல் மேற்கொள்ளப்படுகிறது மூலக்கூறுகளின் மோதலினால். செயலில் உள்ள துகள்களின் மோதலின் மூலம் எதிர்வினையின் போக்கு மற்றும் அதை செயல்படுத்துவதற்கான சாத்தியக்கூறுகள் தீர்மானிக்கப்படுகின்றன. செயலற்ற மற்றும் செயலில் உள்ள துகள்களின் மோதல்கள் பொதுவாக மூன்று மோதல்களின் குறைந்த நிகழ்தகவு காரணமாக பைனரி ஆகும். செயலில் மோதல் கோட்பாடு இரண்டு வளாகங்களை அடிப்படையாகக் கொண்டது:

1) புள்ளியியல் ஆற்றல் விநியோகத்தின் சட்டங்களின்படி செயலற்றவற்றின் மோதல் காரணமாக எழும் செயலில் உள்ள மூலக்கூறுகளின் அமைப்பில் இருப்பது;

2) செயலில் உள்ள மூலக்கூறுகளின் மோதலின் விளைவாக மட்டுமே எதிர்வினை ஏற்படலாம்.

செயலில் உள்ள மூலக்கூறுகள் ஒரு எதிர்வினையின் ஆற்றல் தடையை கடக்க போதுமான அளவு ஆற்றலைக் கொண்ட துகள்களாக புரிந்து கொள்ளப்படுகின்றன.

செயலில் உள்ள மூலக்கூறுகளின் எண்ணிக்கைக்கு விகிதாசாரமான எதிர்வினை வீதம், செயல்படுத்தும் ஆற்றலைப் பொறுத்தது என்பது படத்தில் இருந்து பின்வருமாறு. நிலை "செயலில் உள்ள மூலக்கூறுகள்"மூலக்கூறுகள் அவற்றின் மோதல்கள் ஒரு இரசாயன தொடர்புக்கு வழிவகுக்கும் குறைந்தபட்ச ஆற்றலை தீர்மானிக்கிறது. இதற்கும் ஆரம்ப நிலைக்கும் உள்ள வேறுபாடு முன்னோக்கி எதிர்வினையின் செயல்படுத்தும் ஆற்றல் ஆகும் ஈ ஏ. எனவே, ஆரம்ப நிலையிலிருந்து இறுதி நிலைக்கு செல்லும் வழியில், கணினி ஒருவித ஆற்றல் தடையை கடக்க வேண்டும். மோதலின் போது தேவையான அதிகப்படியான ஆற்றலைக் கொண்ட செயலில் உள்ள மூலக்கூறுகள் மட்டுமே இந்த தடையை கடந்து வேதியியல் தொடர்புக்குள் நுழைய முடியும்.

சில சந்தர்ப்பங்களில், கவனிக்கப்பட்ட எதிர்வினை வீதம் சமன்பாட்டிலிருந்து (2.4) கணக்கிடப்பட்டதை விட மிகவும் குறைவாக உள்ளது. இத்தகைய எதிர்விளைவுகளுக்கு, சமன்பாட்டில் ஒரு திருத்தம் காரணி அறிமுகப்படுத்தப்படுகிறது, இது சோதனை முறையில் காணப்படுகிறது.

கேஅட = ப கே 0 இ - ஈ / RT (2.6)

எங்கே ஆர் - திருத்தம் காரணி, நிகழ்தகவு காரணி அல்லது ஸ்டெரிக் (ஸ்பேஷியல்) காரணி. இந்த காரணி மூலக்கூறுகளின் தொடர்புகளில் உள்ள அம்சங்களை கணக்கில் எடுத்துக்கொள்ள வேண்டும், எடுத்துக்காட்டாக, மோதலின் தருணத்தில் மூலக்கூறுகளின் நோக்குநிலை, மோதலுக்கு முன் செயலில் உள்ள மூலக்கூறுகளின் சிதைவு, "தோல்வியுற்ற தாக்கங்கள்" போன்றவை.

முடிவுரை:

1. செயலில் உள்ள மோதல்களின் கோட்பாடு மோதலின் விளைவை மட்டுமே கருதுகிறது, ஆனால் செயலை அல்ல;

2. அர்ஹீனியஸ் கோட்பாடு வினையின் செயல்படுத்தும் ஆற்றலை முழுவதுமாக கணக்கிடுவதை சாத்தியமாக்குகிறது, ஆனால் எதிர்வினை பொறிமுறை மற்றும் மூலக்கூறுகளின் அமைப்புடன் அதன் தொடர்பை விளக்கவில்லை, முன்-அதிவேக காரணியின் இயற்பியல் அர்த்தத்தை விளக்கவில்லை;

2.3. செயலில் சிக்கலான கோட்பாடு

செயலில் உள்ள சிக்கலான (TAC) கோட்பாடு செயலில் மோதல்களின் கோட்பாட்டின் மேலும் வளர்ச்சியாகும். அவள் மோதலின் செயலை விரிவாகப் படித்து அதன் ஆற்றலை ஆராய்கிறாள். குவாண்டம் புள்ளிவிவர முறைகளைப் பயன்படுத்தி, TAK மோதலின் ஆற்றல் செயல்முறையைப் படிக்கிறது, செயலில் மோதல்கள் மற்றும் இரசாயன மாற்றங்களின் இயற்பியலைக் கருதுகிறது. இந்த கோட்பாட்டின் படி, எதிர்வினைகளுக்கு வழிவகுக்கும் செயலில் உள்ள மோதல்கள் ஒரு மூலக்கூறில் உள்ள பிணைப்புகளை படிப்படியாக மறுபகிர்வு செய்வதற்கான ஒரு சிக்கலான செயல்முறையாகும், இது மூலக்கூறுகளின் மோதலுக்கு முன்பே தொடங்கி மூலக்கூறுகள் அவற்றின் சக்தி புலங்களின் செயல்பாட்டின் வரம்பைத் தாண்டிய தூரத்திற்கு மாறிய பிறகு மட்டுமே முடிகிறது.செயலில் உள்ள வளாகத்தின் கோட்பாடு மூலக்கூறுகளுக்கு இடையிலான தொடர்புகளின் அடிப்படை செயல் இரசாயன பிணைப்புகளின் படிப்படியான மறுசீரமைப்பைக் கொண்டுள்ளது என்ற உண்மையை அடிப்படையாகக் கொண்டது. எந்தவொரு அடிப்படையான தொடர்புச் செயலிலும், முதல் நிலை மூலக்கூறுகளை ஒன்றிணைப்பதாகும், இது செயலில் உள்ள குழுக்கள் அல்லது செயலில் உள்ள சிக்கலான உருவாக்கத்திற்கு வழிவகுக்கிறது, இது மீண்டும் சிதைந்துவிடும் அல்லது எதிர்வினை தயாரிப்புகளை கொடுக்கலாம்.

எடுத்துக்காட்டாக, ஹைட்ரஜன் அயோடைடை உருவாக்க மூலக்கூறு ஹைட்ரஜன் மற்றும் அயோடின் இடையேயான எதிர்வினை பின்வருமாறு திட்டவட்டமாக குறிப்பிடப்படுகிறது:

எச் ஜே எச் - – - ஜே எச் 2 + ஜே 2

| + | ® | | (2.6)

எச் ஜே எச் - – - ஜே 2 எச்.ஜே.

அயோடின் மூலக்கூறுக்கு ஹைட்ரஜன் மூலக்கூறின் அணுகுமுறை இந்த மூலக்கூறுகளில் உள்ள அணுக்களுக்கு இடையிலான பிணைப்புகளை படிப்படியாக பலவீனப்படுத்த வழிவகுக்கிறது. மூலக்கூறுகளின் நெருங்கிய அணுகுமுறையின் தருணத்தில், அனைத்து அணுக்களுக்கும் இடையிலான பிணைப்புகள் சமமாகின்றன மற்றும் அனைத்து அணுக்களும் ஒரே (மாற்றம்) நிலைக்குச் சொந்தமானவை அல்லது செயலில் உள்ள வளாகத்தின் நிலை. செயலில் உள்ள சிக்கலானது ஒரு மூலக்கூறு அல்லது இடைநிலை அல்ல, ஏனெனில் மாற்றம் நிலையில் உள்ள எதிர்வினை மூலக்கூறுகள் அதிகபட்ச ஆற்றலைக் கொண்டுள்ளன. இங்கே ஒரு சமநிலை நிலை இருக்க முடியாது. எதிர்வினை (2.6) ஒரு-நிலை எதிர்வினையாகக் கருதப்பட வேண்டும். வளாகத்தின் வாழ்நாள் மிகக் குறைவு

(உடன்). அணுக்களின் மேலும் இயக்கம் புதிதாக உருவான மூலக்கூறில் அவற்றுக்கிடையேயான தூரம் குறைவதற்கு வழிவகுக்கிறது எச்.ஜே.. இருப்பினும், எதிர் படம் கூட சாத்தியமாகும் - அசல் துகள்களாக உருவாக்கப்பட்ட செயல்படுத்தப்பட்ட வளாகத்தின் சிதைவு.

ஒரு மூலக்கூறின் தொடர்பு செயல்முறையை கருத்தில் கொள்வோம் ஏபிஒரு மூலக்கூறுடன் உடன். இந்த தொடர்பு ஒரு கட்டாய இடைநிலை கட்டத்துடன் நிகழ்கிறது - செயல்படுத்தப்பட்ட வளாகத்தின் உருவாக்கம் ஏ – – பி – – சிதிட்டத்தின் படி:

ஏபி + சி® A – – B – -C® A + கி.மு

செயலில் உள்ள வளாகத்தின் உருவாக்கம், வினைபுரியும் பொருட்களின் மூலக்கூறுகளில் பிணைப்புகளை பலவீனப்படுத்துவதோடு தொடர்புடையது, அதாவது. ஆரம்பத்தில் வேலையின் செலவு மற்றும் அமைப்பின் சாத்தியமான ஆற்றலில் தொடர்புடைய அதிகரிப்புடன். இவ்வாறு, எதிர்வினை செயல்பாட்டின் போது, ​​அமைப்பின் சாத்தியமான ஆற்றல் முதலில் அதிகரிக்கிறது மற்றும் பின்னர் குறைகிறது. அசல் ஏபி + சிமற்றும் இறுதி A + கி.முஅமைப்பின் நிலைகள் ஆற்றல் தடையால் பிரிக்கப்படுகின்றன.

எதிர்வினையின் போது, ​​வினைபுரியும் மூலக்கூறுகளில் உள்ள அணுக்களுக்கு இடையே உள்ள தூரம் மாறுகிறது, மற்றும் நிலைமாற்ற நிலையில் அவை அனைத்து அணுக்களுக்கும் இடையில் பொருந்துகின்றன. படம் 1 சாத்தியமான ஆற்றலில் ஏற்படும் மாற்றம் அணுக்களின் அமைப்பின் சாத்தியமான ஆற்றலில் ஏற்படும் மாற்றத்தைக் காட்டுகிறது ஏபிசிஎதிர்வினை பாதையில் ஒருங்கிணைப்பு x: ஏபி + சி- அமைப்பின் ஆரம்ப நிலை, A + கி.மு- இறுதி நிலை.

d பி-சி

டி ஏ – பி

படம் 1 படம் 2

எதிர்வினை ஒருங்கிணைப்பு x மிகவும் ஆற்றல்மிக்க சாதகமான பாதையில், எதிர்வினையின் போக்கில் அமைப்பின் இயக்கத்தை வகைப்படுத்தும் அளவு.செயல்முறை முன்னேறும்போது இந்த மதிப்பு எப்போதும் அதிகரிக்க வேண்டும். இவ்வாறு, இரசாயன மாற்றத்தின் அடிப்படை செயல்பாட்டின் போது, ​​அமைப்பு ஆற்றல் செயல்முறையை கடக்கிறது. பள்ளத்தாக்குகள் பி 1மற்றும் ஆர் 2ஆற்றல் தடையைப் பகிர்ந்து கொள்ளுங்கள் ஆர். சாத்தியமான ஆற்றல் இடையே வேறுபாடு பி 1பரிமாற்ற புள்ளியில் செயல்படும் வளாகத்தின் தொடக்க பொருட்கள் மற்றும் சாத்தியமான ஆற்றல் ஆர்செயல்படுத்தும் ஆற்றலுக்கு சமம். படத்தில். படம் 2 எதிர்வினை ஒருங்கிணைப்புடன் நகரும் போது சாத்தியமான ஆற்றலில் ஏற்படும் மாற்றத்தைக் காட்டுகிறது Р 1 РР 2. இங்கே, ஒரு இடஞ்சார்ந்த படத்திற்குப் பதிலாக, நிலப்பரப்பு வரைபடம் சமமான மேற்பரப்புகளைக் காட்டும் கோடுகளைப் பயன்படுத்தி பயன்படுத்தப்படுகிறது.

செயலில் சிக்கலான கோட்பாட்டின் வெப்ப இயக்கவியல் ஆதாரம்

புள்ளியியல் வெப்ப இயக்கவியல் செயலில் உள்ள சிக்கலான கோட்பாட்டிற்கான பொதுவான சமன்பாட்டை வழங்குகிறது:

கேsk = æ (2.7)

எங்கே ம- பிளாங்கின் மாறிலி, 6.62. 10 -34 ஜே.எஸ்;

கே- போல்ட்ஸ்மேன் மாறிலி, 1.38. 10 -23 ஜே/சி;

TO* - செயலில் உள்ள வளாகத்திற்கும் தொடக்கப் பொருட்களுக்கும் இடையில் சமநிலை மாறிலி;

æ – பரிமாற்ற குணகம் அல்லது பரிமாற்ற குணகம். இது பங்கைக் கணக்கில் எடுத்துக்கொள்கிறது செயலில் உள்ள வளாகங்கள் P பாஸ் இலிருந்து P 2 பள்ளத்தாக்குக்குள் உருளும் மற்றும் இறுதி தயாரிப்புகளாக மாறும்). பெரும்பாலான எதிர்வினைகளுக்கு, æ 1க்கு அருகில் உள்ளது.

வெப்ப இயக்கவியலின் 2வது விதியிலிருந்து: ஜி * = எச் * – டி.எஸ். * .

செயலில் உள்ள வளாகத்திற்கும் தொடக்கப் பொருட்களுக்கும் இடையிலான சமநிலைக்கு:

ஜி * = - RT lnK *

;

நாங்கள் (2.7) ஐ மாற்றுகிறோம்:

கேsk= æ (2.8)

சமன்பாட்டிலிருந்து (2.8) நாம் கணக்கிடலாம் கேsk, தெரிந்துகொள்வது எச் * மற்றும்எஸ்* , எங்கே எஸ்* – செயல்படுத்தும் என்ட்ரோபியில் மாற்றம். அதன் இயற்பியல் பொருள், மூலக்கூறுகள் சரியாகச் செயல்படும் போது ஏற்படும் மோதல்களின் விகிதத்தை தீர்மானிக்கிறது.

உடல் அர்த்தத்தைக் கண்டறிய எச்* , சமன்பாட்டின் மடக்கையை எடுத்துக் கொள்வோம் (2.7):

ln கேsk= பதிவுæ + lnT + lnK *

மூலம் வேறுபடுத்துங்கள் டி:

அர்ஹீனியஸ் கோட்பாட்டிலிருந்து:

வான்'ட் ஹாஃப் ஐசோபார் சமன்பாட்டிலிருந்து:

பொருள் ,

அல்லது E a =RT + ΔH * (2.9)

பெரும்பாலான எதிர்வினைகளுக்கு E a >>RT (ஈ ஏ 50 - 200 kJ/mol; 298 K இல், மற்றும் RT = 2.5 kJ/mol). எனவே, அளவு RTசமன்பாட்டில் (2.9) புறக்கணிக்கப்படலாம் மற்றும் கருதலாம் ΔH * ஈ ஏ.

செயலில் உள்ள வளாகத்தின் கோட்பாடு ஸ்டெரிக் காரணியைக் கணக்கிட அனுமதிக்கிறது ஆர் . சமன்பாடுகள் (2.8) மற்றும் அர்ஹீனியஸ் சமன்பாடுகளின் வலது பக்கங்களை சமன் செய்தல் ΔH * ஈ ஏ, நாம் பெறுகிறோம்

ஆர் = æ

பன்முக எதிர்வினைகளின் இயக்கவியல்.

இடைமுகத்தில் நிகழும் எதிர்வினைகள் பன்முகத்தன்மை என்று அழைக்கப்படுகின்றன.இத்தகைய எதிர்வினைகள் இரண்டு பகுதிகளில் ஏற்படலாம்: பரவல் மற்றும் இயக்கவியல்.

இயக்க மண்டலத்தில் கே எதிர்வினை<< k диф, т.е. скорость подвода реагирующих веществ в поверхностный слой и скорость всего процесса определяется скоростью химического взаимодействия.

பரவல் பகுதியில், k எதிர்வினை >> k வேறுபாடு மற்றும் முழு செயல்முறையின் வீதமும் பரவல் சார்புகளால் தீர்மானிக்கப்படுகிறது.

பரவல் பகுதியின் தனித்துவமான அம்சங்கள்:

1) செயல்படுத்தும் ஆற்றலின் சிறிய மதிப்புகள் - E வேறுபட்ட பகுதி.< 7,5 ккал; Е кин.обл. >10 கிலோகலோரி;

2) எதிர்வினை விகிதத்தில் கிளறுவதன் விளைவு.

செயல்முறையை கருத்தில் கொள்வோம் பரவல்.

பரவல் என்பது ஒரு பொருளின் தன்னிச்சையான இயக்கமாகும், இது தொகுதியில் செறிவுகளின் சீரான விநியோகத்திற்கு வழிவகுக்கிறது..

விண்வெளியில் வெவ்வேறு புள்ளிகளில் பொருட்களின் செறிவு வேறுபட்டால் மட்டுமே பரவல் ஏற்படும். பரவலுக்கான உந்து சக்தி செறிவு சாய்வு ஆகும். இது பாதையின் ஒரு பிரிவில் உள்ள செறிவு மாற்றமாகும் dx – .

குறிப்போம் dm- ஒரு பகுதி வழியாக பரவல் வழியாக செல்லும் பொருளின் அளவு எஸ், போது dt.

பிறகு ஃபிக்கின் முதல் விதி.

டி- பரவல் குணகம் [ மீ 2/வி]

பரவல் குணகம் என்பது ஒரு யூனிட் பகுதி வழியாக ஒரு யூனிட் நேரத்திற்கு செல்லும் பொருளின் அளவு, செறிவு சாய்வு ஒன்றுக்கு சமம்.

டி = f(வெப்பநிலை, பொருளின் தன்மை).

பரவல் வீதத்தின் வெப்பநிலை குணகம், α≈ 1.2, இது பரவல் செயல்முறையின் குறைந்த செயல்படுத்தும் ஆற்றலால் விளக்கப்படுகிறது.

எதிர்வினையின் பரவல் இயக்கவியலைக் கருத்தில் கொள்வோம் பரவல் ஓட்டத்தின் நிலையான நிலையில். பரவல் ஏற்படும் ஒரு குறிப்பிட்ட அளவை எடுத்துக் கொள்வோம்.

பரவல் ஓட்டத்தின் நிலையான நிலை, தொகுதி உறுப்பு என்ற உண்மையால் வகைப்படுத்தப்படுகிறது dxஇந்த தொகுதியிலிருந்து வெளியேறும் அதே அளவு பொருள் நேரத்தின் அலகுக்குள் நுழைகிறது.

நீங்களும் எழுதலாம்:

பரவல் எதிர்ப்பு எங்கே.

- இரசாயன எதிர்ப்பு.

3. வினையூக்கிகள்

3.1 வினையூக்கத்தின் அடிப்படைக் கருத்துக்கள்

வினையூக்கம் என்பது சில பொருட்களின் (வினையூக்கிகள்) செல்வாக்கின் கீழ் ஏற்படும் எதிர்வினையின் வீதத்தை அதிகரிக்கும் நிகழ்வு ஆகும், இது செயல்பாட்டில் பங்கேற்கும் போது, ​​வேதியியல் ரீதியாக மாறாமல் இருக்கும்.

மாறாக, எதிர்வினை வீதத்தைக் குறைக்கும் பொருட்களும் உள்ளன - தடுப்பான்கள். மற்றும் நிகழ்வு அழைக்கப்படுகிறது தடுப்பு அல்லது எதிர்மறை வினையூக்கம்.

வினையூக்கி செயல்பாட்டின் பொதுவான வழிமுறை என்னவென்றால், வினையூக்கி மற்றும் வினையூக்கி ஒரு இடைநிலையை உருவாக்குகிறது, இது மற்றொரு எதிர்வினையுடன் வினைபுரிந்து எதிர்வினை தயாரிப்புகளை உருவாக்குகிறது மற்றும் வினையூக்கி மூலக்கூறுகளை மீண்டும் உருவாக்குகிறது.

செயல்முறை வரைபடம்: A + B = (AB) * → C +டி

1) A + K → AK

2) ஏகே + பி→ (ஏபி) * கே

3) (AB) * K→ C +டி + கே

வினையூக்கத்தில் இடைநிலை சேர்மங்களின் தன்மை வேறுபட்டது. பெரும்பாலும் அவை லேபிள் மூலக்கூறுகள் அல்லது தீவிரவாதிகள் மிகக் குறுகிய காலத்திற்கு மட்டுமே இருக்கும்.

வினையூக்கியை ஆற்றல் பார்வையில் இருந்து நாம் கருத்தில் கொண்டால், வினையூக்கி வினையூக்கி இல்லாமல் எதிர்வினைக்கு ஒத்த பாதையில் இருந்து வேறுபட்ட பாதையில் வினையூக்கியை வழிநடத்துகிறது என்பதைக் காணலாம். எனவே, வினையூக்கி வினையின் செயல்படுத்தும் ஆற்றல், வினையூக்கி இல்லாத வினையின் செயல்படுத்தும் ஆற்றலைக் காட்டிலும் கணிசமாகக் குறைவாக உள்ளது. ஏனெனில் விகித மாறிலிக்கான சமன்பாட்டில் செயல்படுத்தும் ஆற்றல் அதிவேகத்தில் சேர்க்கப்பட்டுள்ளதால், செயல்படுத்தும் ஆற்றலில் ஒப்பீட்டளவில் சிறிய குறைவு கூட இரசாயன மாற்றத்தின் விகிதத்தை பெரிதும் அதிகரிக்கிறது.

உ வியர்வை (AB) *

1. வினையூக்கிகள் வெப்ப இயக்கவியல் ரீதியாக சாத்தியமான எதிர்வினைகளை மட்டுமே துரிதப்படுத்துகின்றன, அதாவது (Δஜி < 0)

2. எதிர்வினை மீளக்கூடியதாக இருந்தால், வினையூக்கி சமநிலை மாறிலியின் மதிப்பை பாதிக்காது:

வினையூக்கி முன்னோக்கி மற்றும் தலைகீழ் எதிர்வினைகளை சமமாக துரிதப்படுத்துகிறது, அதாவது. சமநிலையை மாற்றாது. இந்த சொத்துக்கு நன்றி, குறைந்த வெப்பநிலையில் மீளக்கூடிய வெப்ப எதிர்வினைகளை மேற்கொள்ள முடியும், இதில் மாற்றத்தின் முழுமையும் மிகப்பெரியது.

3. பெரும்பாலான வினையூக்கிகள் தேர்ந்தெடுக்கும் திறன் கொண்டவை, அதாவது. செயலின் தேர்வு. ஒவ்வொரு வினையூக்கியும் குறிப்பாக தீவிரமான ஒரு எதிர்வினை அல்லது ஒரு குறிப்பிட்ட வகை எதிர்வினைகளின் குழுவை துரிதப்படுத்துகிறது.

உருவாகும் இடைநிலை சேர்மங்களின் வேதியியல் பண்புகளைப் பொறுத்து. அதன் செயல்பாட்டின் பொறிமுறையின் படி வினையூக்கத்தை 3 வகைகளாகப் பிரிக்கலாம்:

1. ஒரே மாதிரியான வினையூக்கம்;

2. பன்முக வினையூக்கம்;

3. நொதி வினையூக்கம்.

ஒரே மாதிரியான வினையூக்க செயல்முறைகளில், இடைநிலை கலவை எதிர்வினைகளுடன் அதே கட்டத்தில் உள்ளது. பன்முக செயல்முறைகளில், இடைமுகத்தில் ஒரு இடைநிலை கலவை உருவாகிறது. நொதி வினையூக்கத்தில், நொதிகளுடன் இடைநிலை சேர்மங்களை உருவாக்குவதன் மூலம் செயல்முறை தொடர்கிறது, அதாவது. வினையூக்கி செயல்பாடு கொண்ட உயர் மூலக்கூறு எடை கலவைகள்.

தற்போது, ​​பல்வேறு வகையான வினையூக்கங்களின் சில குறிப்பிட்ட அம்சங்களை விளக்கக்கூடிய வினையூக்கத்தின் ஒருங்கிணைந்த கோட்பாடு எதுவும் இல்லை. எனவே, பல்வேறு வகையான வினையூக்கங்களுக்கு வெவ்வேறு கோட்பாடுகள் இப்போது முன்மொழியப்பட்டுள்ளன.

3.3. ஒரே மாதிரியான வினையூக்கம்

ஒரே மாதிரியான வினையூக்கக் கோட்பாடு

ஒரே மாதிரியான வினையூக்கத்தின் அளவு கோட்பாடு E. Shpitalsky மற்றும் N. Kobozev (1926 -1941) ஆகியோரால் உருவாக்கப்பட்டது.

கோட்பாட்டின் அடிப்படை விதிகள்:

1. வினையூக்கியுடன் வினையூக்கிகளின் லேபிள் இடைநிலை கலவையை உருவாக்குவதன் மூலம் வினையூக்கம் மேற்கொள்ளப்படுகிறது;

2. ஒரு இடைநிலை சேர்மத்தின் உருவாக்கம் அதிவேகத்தில் நிகழும் மீளக்கூடிய செயல்முறையாகும்;

3. வினையூக்கியின் மீளுருவாக்கம் கொண்ட இடைநிலை கலவையின் சிதைவு ஒப்பீட்டளவில் மெதுவான செயல்முறையாகும், இது ஒட்டுமொத்த எதிர்வினையின் வீதத்தை தீர்மானிக்கிறது;

4. ஒரு இடைநிலை கலவை பல பொருட்களின் பங்கேற்புடன் அல்லது H + மற்றும் OH - அயனிகள் உட்பட பல வினையூக்கிகளின் ஒரே நேரத்தில் பங்கேற்புடன் உருவாக்கப்படலாம்.

5. பல வினையூக்கிகளின் ஒரே நேரத்தில் இணையான செயலுடன் அல்லது ஒரு வினையூக்கியின் காரணமாக பல இடைநிலை சேர்மங்களின் இணையான உருவாக்கத்துடன், செயல்முறையின் ஒட்டுமொத்த வீதம் தனிப்பட்ட இடைநிலை சேர்மங்களின் சிதைவு விகிதங்களின் கூட்டுத்தொகைக்கு சமம்.

3.4. பன்முக வினையூக்கம்

பன்முக வினையூக்கத்தின் பொறிமுறை

நடைமுறையில், மிகவும் பொதுவான 2 வகையான பன்முக வினையூக்கங்கள்: a) வினையூக்கி திட நிலையில் உள்ளது, மற்றும் எதிர்வினைகள் திரவ கட்டத்தில் உள்ளன; b) வினையூக்கி திட நிலையில் உள்ளது, மற்றும் எதிர்வினைகள் வாயு நிலையில் உள்ளன.

வினையூக்கி இல்லாத நிலையில் எதிர்வினை தொடரட்டும்.

A + B = (AB) * → பொருட்கள்

செயலில் உள்ள மாநிலங்கள் என்று வைத்துக் கொள்வோம் (AB) *வினையூக்கி மற்றும் வினையூக்கமற்ற எதிர்வினைகள் ஒரே மாதிரியானவை.

முழு பன்முக வினையூக்க செயல்முறையையும் பின்வரும் நிலைகளாகப் பிரிக்கலாம்:

1) வினையூக்கியின் மேற்பரப்பில் தொடக்கப் பொருட்களின் உறிஞ்சுதல் -

A + B + K → AVK

இந்த செயல்முறை செயல்படுத்தப்படுகிறது மற்றும் வெளிப்புற வெப்பம், அதாவது. நிலை ஏ.வி.கேஒப்பிடும்போது குறைவான ஆற்றல் ஆற்றல் கொண்டிருக்கும் (A+B+K)

2) உறிஞ்சப்பட்ட நிலையை செயலில் உள்ள நிலைக்கு மாற்றுதல் -ஈ ஏ

ΔH விளம்பர தயாரிப்புகள்

A+B ஏ.வி.கே(தயாரிப்புகள்) கே

எதிர்வினை ஒருங்கிணைப்பு

படத்தில் இருந்து பார்க்க முடியும் ΔE கேவினையூக்கியில் செயல்படும் வளாகத்தின் உறிஞ்சுதலின் என்டல்பி ஆகும்.

பன்முக வினையூக்கத்தின் கோட்பாடுகள்

தற்போது, ​​பல தோராயமான கோட்பாடுகள் முன்மொழியப்பட்டுள்ளன, இதில் பன்முகத்தன்மை கொண்ட வினையூக்கத்தின் சிக்கல் பல்வேறு எளிமைப்படுத்தும் அனுமானங்களின் அடிப்படையில் கருதப்படுகிறது. நவீன காட்சிகளின்படி, எதிர்வினைகள் வினையூக்கியுடன் மேற்பரப்பு இடைநிலை சேர்மங்களை உருவாக்குகின்றன. கோட்பாடுகளுக்கு இடையிலான வேறுபாடுகள் முக்கியமாக மேற்பரப்பு சேர்மங்களின் தன்மை மற்றும் வினையூக்கி மேற்பரப்பில் செயல்படும் தளங்களின் தன்மை பற்றிய அவர்களின் பார்வையில் உள்ளது. அனைத்து கோட்பாடுகளும் பொதுவாக வினையூக்கியின் மேற்பரப்பில் செயலில் உள்ள தளங்களின் இருப்பை அங்கீகரிக்கின்றன. உறிஞ்சுதல் பற்றிய ஆய்வு, உறிஞ்சியின் மேற்பரப்பு பன்முகத்தன்மை கொண்டது மற்றும் அதன் வெவ்வேறு பகுதிகள் வெவ்வேறு உறிஞ்சுதல் திறனைக் கொண்டுள்ளன என்பதைக் காட்டுகிறது.

பன்முக வினையூக்கத்தின் 2 கோட்பாடுகளைக் கருத்தில் கொள்வோம்:

· பலாண்டின் பன்மடங்கு கோட்பாடு.

இந்த கோட்பாடு செயலில் உள்ள மேற்பரப்பு அணுக்களின் குழுக்கள் ஒரு மேற்பரப்பு கலவை உருவாக்கத்தில் பங்கேற்கின்றன என்று கருதுகிறது - பன்மடங்கு, சில வடிவியல் மற்றும் ஆற்றல்மிக்க பண்புகளைக் கொண்டது. பல கோட்பாடு கொள்கைகளை கையாள்கிறது வடிவியல் மற்றும் ஆற்றல் தொடர்பு.

வடிவியல் கடிதக் கொள்கையின்படி, ஒரு திடமானது அதன் மேற்பரப்பில் செயலில் உள்ள தளங்களின் இருப்பிடம் வினைபுரியும் பொருட்களின் மூலக்கூறுகளில் உள்ள அணுக்களின் ஏற்பாட்டுடன் வடிவியல் கடிதத்தில் இருந்தால், கொடுக்கப்பட்ட எதிர்வினைக்கு ஒரு பன்முக வினையூக்கியாக இருக்கும். பன்மடங்கில் உள்ள அணுக்களுக்கு இடையிலான தூரம் வினைபுரியும் மூலக்கூறுகளில் உள்ள அணுக்களுக்கு இடையிலான தூரத்திற்கு ஒத்திருக்க வேண்டும்.

கொடுக்கப்பட்ட வினைக்கு ஒரு வினையூக்கியாக இருப்பதற்கு, வினைபுரியும் பொருட்களின் மூலக்கூறுகள் மற்றும் பன்மடங்கு வளாகத்தில் உள்ள அணுக்களின் பிணைப்பு ஆற்றல்களுக்கு இடையே ஒரு குறிப்பிட்ட கடித தொடர்பு இருக்க வேண்டும் என்று ஆற்றல் கடிதக் கொள்கை கூறுகிறது.

· செயலில் குழுமங்களின் கோபோசேவின் கோட்பாடு.

செயலில் உள்ள மையங்கள் படிக உடலின் மேற்பரப்பில் தோராயமாக அமைந்துள்ள அணுக்கள் என்று கருதப்படுகிறது. திடமான படிக உடலின் மேற்பரப்பு ஒரு செயலற்ற புறணியாக செயல்படுகிறது. கொடுக்கப்பட்ட ஒவ்வொரு செயல்முறைக்கும், செயலில் உள்ள மையம் என்பது ஆதரிக்கப்படும் வினையூக்கியின் குறிப்பிட்ட எண்ணிக்கையிலான அணுக்களின் குழுமமாகும். ஒரு திடமான உடலின் மேற்பரப்பில் மிகக் குறைந்த எண்ணிக்கையிலான உலோக அணுக்கள் டெபாசிட் செய்யப்பட்டால், பொதுவாக முழு மேற்பரப்பில் 0.01 க்கும் குறைவாக இருக்கும் சந்தர்ப்பங்களில் கோட்பாடு பொருந்தும்.

ஒரு உறிஞ்சுதல் வினையூக்கியின் மேற்பரப்பில் ஒரு சிறிய அளவு உலோகம் டெபாசிட் செய்யப்படும் போது அதன் மேற்பரப்பின் கட்டமைப்பைக் கருத்தில் கொள்வோம். நவீன பார்வைகளின்படி, ஒரு திடமான படிக உடல் அதிக எண்ணிக்கையிலான நுண்ணிய பிரிவுகளைக் கொண்டுள்ளது - தொகுதிகள் அல்லது இடம்பெயர்வு பகுதிகள்.இந்த பகுதிகள் வடிவியல் மற்றும் ஆற்றல் தடைகளால் பிரிக்கப்படுகின்றன. உலோக அணுக்கள் ஒரு திடப்பொருளில் வைக்கப்படும் போது, ​​பல உலோக அணுக்கள் அத்தகைய ஒவ்வொரு இடம்பெயர்வு பகுதியிலும் விழுகின்றன. இடம்பெயர்வு பகுதி, அதில் சிக்கியுள்ள உலோக அணுக்களுடன் சேர்ந்து, அழைக்கப்படுகிறது குழுமம். வெவ்வேறு இடம்பெயர்வு பகுதிகளில் வெவ்வேறு எண்ணிக்கையிலான உலோக அணுக்கள் இருக்கலாம், ஆனால் இடம்பெயர்வு பகுதிக்குள் குறிப்பிட்ட எண்ணிக்கையிலான உலோக அணுக்கள் கொண்ட குழுமங்கள் மட்டுமே வினையூக்க செயல்பாட்டைக் கொண்டுள்ளன. இத்தகைய குழுமங்கள் அழைக்கப்படுகின்றன செயலில்.

வேதியியல் இயக்கவியல் -இது வேதியியலின் ஒரு பிரிவாகும், இது எதிர்வினைகளின் விகிதங்கள் மற்றும் அவற்றின் மீது பல்வேறு காரணிகளின் தாக்கத்தை ஆய்வு செய்கிறது.

ஒரே மாதிரியான (ஒற்றை-கட்ட) செயல்பாட்டில், எதிர்வினையானது அமைப்பின் முழு அளவு முழுவதும் நிகழ்கிறது மற்றும் அதன் வீதம் ஒரு யூனிட் நேரத்திற்கு எந்த வினைபொருளின் அல்லது எந்தவொரு பொருளின் செறிவு மாற்றத்தால் வகைப்படுத்தப்படுகிறது. சராசரி வேகத்தை வேறுபடுத்துங்கள் vср = ±ΔС/Δt, இங்கு ΔC என்பது Δt காலப்பகுதியில் மோலார் செறிவூட்டலில் ஏற்படும் மாற்றம் மற்றும் நேரத்தின் உண்மையான வேகம் t, இது காலப்போக்கில் செறிவூட்டலின் வழித்தோன்றலாகும்: v= ±dС/dt.

வினையூக்கி இல்லாத ஒவ்வொரு குறிப்பிட்ட வினையின் வீதமும் உலைகளின் செறிவு மற்றும் வெப்பநிலையைப் பொறுத்தது . இடைமுகத்தில் நிகழும் பன்முக எதிர்வினைகளின் வீதமும் இந்த மேற்பரப்பின் அளவைப் பொறுத்தது.

எதிர்வினை விகிதத்தில் எதிர்வினை செறிவுகளின் செல்வாக்கு பயனுள்ள வெகுஜனங்களின் சட்டத்தால் நிறுவப்பட்டது: ஒரு நிலையான வெப்பநிலையில், எதிர்வினை வீதம் ஸ்டோச்சியோமெட்ரிக் குணகங்களுக்கு சமமான சக்திகளில் உள்ள எதிர்வினைகளின் செறிவுகளின் தயாரிப்புக்கு விகிதாசாரமாகும்.

எதிர்வினைக்கு aA + bB = cC + dD, வெகுஜன நடவடிக்கை விதிக்கான கணித வெளிப்பாடு, அழைக்கப்படுகிறது எதிர்வினையின் இயக்கச் சமன்பாடு, எழுதப்பட்டுள்ளது: v= kС A a С B b , எங்கே கே - விகிதாச்சார குணகம், விகித மாறிலி எனப்படும்,சி ஏ மற்றும் சி பிஎதிர்வினைகளின் மோலார் செறிவுகள், a மற்றும் b ஆகியவை அவற்றின் ஸ்டோச்சியோமெட்ரிக் குணகங்களாகும். இயக்கச் சமன்பாட்டில் உள்ள அடுக்குகளின் கூட்டுத்தொகை எதிர்வினை வரிசை என்று அழைக்கப்படுகிறது. பல-நிலை எதிர்வினைகளில், எதிர்வினை வரிசை பின்னமாக இருக்கலாம், ஆனால் 3 க்கு மேல் இல்லை.

இயக்க வினைச் சமன்பாடுகளில் ஒரு அமுக்கப்பட்ட நிலையில் உள்ள பொருட்களின் செறிவுஅவற்றின் மாறாத தன்மை காரணமாக, அவை குறிப்பிடப்படவில்லை. இந்த நிலையான செறிவுகள் விகித மாறிலியில் கூறுகளாக சேர்க்கப்பட்டுள்ளன.

எதிர்வினை பொறிமுறைஒரு வேதியியல் எதிர்வினையின் நிலைகளின் தொகுப்பு என்று அழைக்கப்படுகிறது, இதன் விளைவாக ஆரம்ப பொருட்கள் இறுதிப் பொருட்களாக மாற்றப்படுகின்றன. எதிர்வினைகள் ஒற்றை-நிலை அல்லது பல-நிலைகளாக இருக்கலாம். ஒரு எதிர்வினை வீதம் அதன் மெதுவான நிலையின் விகிதத்தால் தீர்மானிக்கப்படுகிறது (கட்டுப்படுத்தும் நிலை).

வேறுபடுத்தி ஒரேவிதமானமற்றும் பன்முகத்தன்மை கொண்டஇரசாயன எதிர்வினைகள். ஒற்றை-கட்ட (ஒரே மாதிரியான) அமைப்பில் நிகழும் எதிர்வினைகள், எடுத்துக்காட்டாக, திரவ அல்லது வாயு, அழைக்கப்படுகின்றன. ஒரேவிதமான. இத்தகைய எதிர்வினைகள் அமைப்பின் முழு தொகுதியிலும் நிகழ்கின்றன. மல்டிஃபேஸ் அமைப்புகளில் ஏற்படும் எதிர்வினைகள் (இரண்டு அல்லது அதற்கு மேற்பட்ட கட்டங்களைக் கொண்டவை, வாயு மற்றும் திடமான கட்டம் போன்றவை) அழைக்கப்படுகின்றன. பன்முகத்தன்மை கொண்ட. இத்தகைய எதிர்வினைகள் இடைமுகத்தில் மட்டுமே நிகழ்கின்றன. ஒரு பன்முக எதிர்வினையின் வீதம் ஒரு யூனிட் நேரத்திற்கு ஒரு யூனிட் மேற்பரப்பில் எதிர்வினைகளின் செறிவு மாற்றத்தால் தீர்மானிக்கப்படுகிறது.

எதிர்வினையின் மூலக்கூறுவேதியியல் தொடர்புகளின் ஒரு அடிப்படைச் செயலில் பங்குபெறும் துகள்களின் எண்ணிக்கை. உண்மையான எதிர்வினைகளில், மூலக்கூறு 1, 2, 3 க்கு சமமாக இருக்கும். ஒரு கட்டத்தில் ஏற்படும் எளிய எதிர்வினைகளில், வரிசை மூலக்கூறுடன் ஒத்துப்போகிறது. வெகுஜன நடவடிக்கை விதி எளிய எதிர்வினைகளுக்கு செல்லுபடியாகும். பல நிலைகளில் நிகழும் சிக்கலான எதிர்வினைகளின் விஷயத்தில், சட்டம் எந்தவொரு தனிப்பட்ட எதிர்வினைக்கும் பொருந்தும், ஆனால் அவற்றின் கூட்டுத்தொகைக்கு அல்ல.

வெப்பநிலையின் எதிர்வினை வீதத்தின் சார்பு, ஏற்கனவே குறிப்பிட்டுள்ளபடி, எதிர்வினை வீதம் எதிர்வினையில் பங்கேற்கும் துகள்களின் (அணுக்கள், மூலக்கூறுகள், அயனிகள்) மோதல்களின் எண்ணிக்கையைப் பொறுத்தது என்பதன் மூலம் விளக்கப்படுகிறது. ஆனால் அனைத்து மோதல்களும் இரசாயன தொடர்புக்கு வழிவகுக்காது. ஒரு எதிர்வினை ஏற்படுவதற்கு, துகள்கள் ஒரு குறிப்பிட்ட அதிகப்படியான ஆற்றலைக் கொண்டிருக்க வேண்டும் (சராசரி மதிப்புடன் ஒப்பிடும்போது), செயல்படுத்தும் ஆற்றல்(E A). அதிக வெப்பநிலை, அதிகமான துகள்கள் E A ஐ விட அதிகமாக அல்லது அதற்கு சமமான ஆற்றலைக் கொண்டிருக்கும். எனவே, அதிகரிக்கும் வெப்பநிலையுடன் எதிர்வினை வீதம் அதிகரிக்கிறது. ஒரு இரசாயன எதிர்வினையின் வீத மாறிலியானது பயனுள்ள மோதல்களின் எண்ணிக்கையால் தீர்மானிக்கப்படுகிறது, அதாவது. ஒரு வேதியியல் எதிர்வினைக்குள் நுழையும் திறன் கொண்ட செயலில் உள்ள மூலக்கூறுகளின் எண்ணிக்கை. வெப்பநிலை மற்றும் செயல்படுத்தும் ஆற்றலில் எதிர்வினை வீத மாறிலியின் சார்பு இவ்வாறு வெளிப்படுத்தப்படுகிறது அர்ஹீனியஸ் சமன்பாடு :

எங்கே கே- எதிர்வினை வீத மாறிலி, Z - மாறிலி, ஸ்டெரிக் காரணி என்று அழைக்கப்படுகிறது மற்றும் எதிர்வினைக்கு வழிவகுக்கும் மோதல்களின் எண்ணிக்கையைப் பொறுத்து; e - இயற்கை மடக்கையின் அடிப்படை (e = 2.7183...); - செயல்படுத்தும் ஆற்றல், J/mol; ஆர் - வாயு மாறிலி (ஆர் = 8.314 ஜே/கே மோல்), டி- வெப்பநிலை, கே.

வேதியியல் சமநிலை மீளக்கூடிய எதிர்வினைகளில் நிறுவப்பட்டது -முன்னோக்கி மற்றும் தலைகீழ் திசைகளில் ஏற்படக்கூடிய எதிர்வினைகளில். எதிர்வினை aA + bB ↔ cC + dD) மீளக்கூடியதாக இருந்தால், இதன் பொருள் A மற்றும் B வினைப்பொருட்கள் C மற்றும் D (நேரடி எதிர்வினை) தயாரிப்புகளாக மாற்ற முடியும், மேலும் C மற்றும் D தயாரிப்புகள் ஒவ்வொன்றிலும் வினைபுரிவதன் மூலம் முடியும். மற்றவை, மீண்டும் அசல் பொருட்கள் ஏ மற்றும் பி (தலைகீழ் எதிர்வினை) உருவாக்குகின்றன.

வேதியியல் சமநிலைக்கான வெப்ப இயக்கவியல் நிலை என்பது எதிர்வினையின் கிப்ஸ் ஆற்றலின் நிலைத்தன்மை ஆகும், அதாவது. ஆர் G = 0, மற்றும் இயக்க சமநிலை நிலை என்பது முன்னோக்கி (v 1) மற்றும் தலைகீழ் (v 2) எதிர்வினைகளின் விகிதங்களின் சமத்துவம்: v 1 = v 2.

வேதியியல் சமநிலை நிலையில் முன்னோக்கி மற்றும் தலைகீழ் எதிர்வினைகள் இரண்டும் ஒரே விகிதத்தில் தொடர்வதால், எதிர்வினைகள் மற்றும் தயாரிப்புகளின் செறிவு காலப்போக்கில் மாறாது. இவை காலப்போக்கில் மாறாத செறிவுகள் சமநிலை என்று அழைக்கப்படுகின்றன. சமநிலை செறிவுகள், எதிர்வினையின் போது மாறும் சமநிலையற்ற செறிவுகளுக்கு மாறாக, பொதுவாக ஒரு சிறப்பு வழியில் குறிக்கப்படுகின்றன, அதாவது சதுர அடைப்புக்குறிக்குள் இணைக்கப்பட்ட பொருளின் சூத்திரத்தால். எடுத்துக்காட்டாக, உள்ளீடுகள் [H 2] நாம் ஹைட்ரஜன் மற்றும் அம்மோனியாவின் சமநிலை செறிவுகளைப் பற்றி பேசுகிறோம் என்று அர்த்தம்.

கொடுக்கப்பட்ட வெப்பநிலையில், எதிர்வினைகள் மற்றும் தயாரிப்புகளின் சமநிலை செறிவுகளின் விகிதம் ஒவ்வொரு எதிர்வினையின் நிலையான மதிப்பு மற்றும் பண்பு ஆகும். இந்த உறவானது, இரசாயன சமநிலை மாறிலி Kc இன் மதிப்பால் வகைப்படுத்தப்படுகிறது, இது தயாரிப்புகளின் சமநிலை செறிவுகளின் உற்பத்தியின் விகிதத்திற்கு சமமாக, அவற்றின் ஸ்டோச்சியோமெட்ரிக் குணகங்களுக்கு சமமான சக்திகளுக்கு உயர்த்தப்பட்ட எதிர்வினைகளின் சமநிலை செறிவுகளின் தயாரிப்புக்கு சமம்.

மீளக்கூடிய எதிர்வினைக்கு aA + bB ↔ cC + dD, Kc க்கான வெளிப்பாடு வடிவம் கொண்டது:

கே.எஸ் = . எதிர்வினைகளின் இயக்கச் சமன்பாடுகளைப் போலவே, சமநிலை மாறிலிகளின் வெளிப்பாடுகளில், அவற்றின் நிலைத்தன்மையின் காரணமாக, அமுக்கப்பட்ட நிலையில் உள்ள பொருட்களின் செறிவுகள் எழுதப்படவில்லை.

வாயுக்கள் சம்பந்தப்பட்ட எதிர்வினைகளுக்கு, இரசாயன சமநிலை மாறிலி சமநிலை செறிவுகளின் அடிப்படையில் மட்டுமல்லாமல், வாயுக்களின் சமநிலை பகுதி அழுத்தங்களின் அடிப்படையில் வெளிப்படுத்தப்படுகிறது. இந்த வழக்கில், சமநிலை மாறிலி குறியீடு "K" என்பது செறிவு சின்னம் "c" ஆல் குறியிடப்படவில்லை, மாறாக அழுத்தம் குறியீடு "p" மூலம் குறியிடப்படுகிறது.

முன்னோக்கி மற்றும் தலைகீழ் எதிர்வினைகளின் விகிதங்களின் சமத்துவத்தால் வகைப்படுத்தப்படும் ஒரு சமநிலை நிலையில் இந்த அமைப்பு இருக்க முடியும், நிலைமைகள் மாறாத வரை, விரும்பும் வரை. நிலைமைகள் மாறும்போது, ​​வேகத்தின் சமத்துவம் v 1= v 2சீர்குலைந்தது, இரண்டு எதிர்வினைகளில் ஒன்று வேகமான விகிதத்தில் நிகழத் தொடங்குகிறது. அமைப்பில் வேதியியல் சமநிலையில் மாற்றம் ஏற்படுகிறது என்று கூறுவதன் மூலம் இது வெளிப்படுத்தப்படுகிறது.

கணினியில் நிலைமைகளை மாற்றுவதன் விளைவாக, ஒரு நேரடி எதிர்வினை விரைவான விகிதத்தில் ஏற்படத் தொடங்கினால், அதாவது. v 1> v 2 , சமநிலையானது முன்னோக்கி வினையை நோக்கி மாறுகிறது - வலதுபுறமாகவும், நேர்மாறாகவும், எதிர் வினையின் வீதம் முன்னோக்கி வினையின் வீதத்தை விட அதிகமாக இருந்தால், அதாவது. நிபந்தனை பூர்த்தி செய்யப்படுகிறதுv 2 > v 1 , தலைகீழ் எதிர்வினையை நோக்கி சமநிலையில் மாற்றம் உள்ளது - இடதுபுறம்.

இரசாயன சமநிலையில் ஒரு மாற்றத்தை எதிர்வினைகள் அல்லது தயாரிப்புகளின் செறிவு மற்றும் வெப்பநிலையை மாற்றுவதன் மூலம் நிறைவேற்ற முடியும், மேலும் வாயுக்கள் சம்பந்தப்பட்ட எதிர்வினைகளுக்கு, அழுத்தத்தையும் மாற்றலாம். நிலைமைகளில் இத்தகைய மாற்றங்களின் கீழ் சமநிலை மாற்றத்தின் திசையானது Le Chatelier இன் கொள்கையால் தீர்மானிக்கப்படுகிறது (எதிர்வினையின் கொள்கை): சமநிலை அமைப்பில் நிலைமைகள் மாற்றப்பட்டால், மாற்றத்தை எதிர்க்கும் எதிர்வினையின் திசையில் சமநிலை மாறும்.

பணி 1.கொடுக்கப்பட்ட இரசாயன எதிர்வினைக்கு, ஒரு இயக்கச் சமன்பாட்டை எழுதி, எதிர்வினையின் கோட்பாட்டு வரிசையை தீர்மானிக்கவும். எதிர்வினை நிலைகளில் சுட்டிக்காட்டப்பட்ட மாற்றங்களுடன் எதிர்வினை விகிதம் எவ்வாறு மாறும் என்பதைக் கணக்கிடுங்கள்: Fe 2 O 3 (s) + 3CO(g) → 2Fe(s) + 3CO 2 (g)

எதிர்வினை வீதம் எத்தனை முறை மாறும் (அதிகரிப்பது அல்லது குறைப்பது):

a) அழுத்தத்தை 2 மடங்கு அதிகரிக்கவும்;

b) எதிர்வினை கலவையின் அளவை 2 மடங்கு அதிகரிக்கவும்

c) வெப்பநிலையை 40 C (γ = 2) அதிகரிக்கவா?

ஈ) வெப்பநிலையை 20 C (γ = 2) குறைக்க வேண்டுமா?

Fe 2 O 3 (s) + 3CO (g) → 2Fe (s) + 3CO 2 (g) - ஒரு பன்முக எதிர்வினை (வெவ்வேறு கட்ட நிலைகளில் உள்ள பொருட்கள் பங்கேற்கின்றன).

இயக்கச் சமன்பாடு: υ 1 = k s 3 (CO),

k என்பது விகித மாறிலி. பன்முக எதிர்வினைகளின் இயக்கச் சமன்பாடு அடங்கும் கரைப்பானில் கரைந்துள்ள வாயுக்கள் அல்லது பொருட்களின் செறிவுகள் மட்டுமே.

எதிர்வினையின் கோட்பாட்டு வரிசை: 3 (இயக்க சமன்பாட்டில் உள்ள செறிவு சக்திகளின் அடுக்குகளின் கூட்டுத்தொகை எதிர்வினையின் கோட்பாட்டு வரிசை என்று அழைக்கப்படுகிறது).

எதிர்வினை விகிதத்தில் மாற்றத்தைக் கணக்கிடுதல்:

A) அழுத்தம் இரட்டிப்பாகும் போது:அழுத்தம் அதிகரிப்பதற்கு முன் எதிர்வினை வீதம் இயக்கச் சமன்பாட்டால் விவரிக்கப்படுகிறது:

υ 1 = k · с 3 (CO), இதில் с 3 (CO) என்பது கார்பன் மோனாக்சைட்டின் (II) ஆரம்ப (ஆரம்ப) செறிவு ஆகும்.

அழுத்தம் அதிகரிக்கும் போது, ​​செறிவும் அதிகரிக்கிறது, அதாவது. அழுத்தம் 2 மடங்கு அதிகரித்தால், செறிவு 2 மடங்கு அதிகரிக்கும், எனவே அழுத்தத்தை மாற்றிய பின் எதிர்வினையின் இயக்கவியல் சமன்பாடு பின்வரும் வடிவத்தைக் கொண்டுள்ளது:

υ 2 = k · (2с) 3 (CO), இதில் (2с) 3 (CO) என்பது கணினியில் அழுத்தத்தை 2 மடங்கு அதிகரித்த பிறகு கார்பன் மோனாக்சைட்டின் (II) செறிவு ஆகும்.

= = = 2 3 = 8 - எதிர்வினை விகிதம் 8 மடங்கு அதிகரிக்கும்.

b) எதிர்வினை கலவையின் அளவு 2 மடங்கு அதிகரிப்புடன்:

எதிர்வினை கலவையின் அளவை 2 மடங்கு அதிகரிப்பது வாயு செறிவு 2 மடங்கு குறைவதற்கு வழிவகுக்கும்: υ 1 = k · s 3 (CO), இதில் s 3 (CO) என்பது கார்பனின் ஆரம்ப (ஆரம்ப) செறிவு ஆகும். மோனாக்சைடு (II).

υ 2 = k (CO), இதில் (CO) என்பது எதிர்வினை கலவையின் அளவை 2 மடங்கு அதிகரித்த பிறகு கார்பன் மோனாக்சைட்டின் (II) செறிவு ஆகும்.

எதிர்வினை வேகத்தை மாற்றவும் ()

= = = - எதிர்வினை விகிதம் 8 மடங்கு குறையும்.

V) வெப்பநிலை 40 டிகிரி செல்சியஸ் அதிகரிப்பு (γ = 2):

வெப்பநிலை மாறும்போது, ​​வான்ட் ஹாஃப் விதியின்படி எதிர்வினை விகிதம் மாறுகிறது:

சிக்கல் நிலைமைகளின் படி வெப்பநிலை 40 டிகிரி செல்சியஸ் அதிகரித்துள்ளது, எனவே

ΔT = T 2 - T 1 = 40,

= 2 40/10 = 2 4 = 16 - எதிர்வினை விகிதம் 16 மடங்கு அதிகரிக்கும்.

ஜி) வெப்பநிலை 20°C குறைகிறது (γ = 2):

வெப்பநிலை மாறும்போது, ​​வான்ட் ஹாஃப் விதியின்படி எதிர்வினை விகிதம் மாறுகிறது:

= γ ΔТ/10, இதில் γ என்பது வினையின் வெப்பநிலை குணகம், ΔТ என்பது வெப்பநிலையில் ஏற்படும் மாற்றம் (T 2 - T 1), υ 1 என்பது T 1 வெப்பநிலையில் எதிர்வினை வீதம், υ 2 என்பது T வெப்பநிலையில் எதிர்வினை வீதம் 2.

சிக்கல் நிலைமைகளின் படி வெப்பநிலை 20 டிகிரி செல்சியஸ் குறைந்தது,

எனவே ΔT = T 1 - T 2 = -20,

= 2 -20/10 = 2 -2 = - எதிர்வினை விகிதம் 4 மடங்கு குறையும்.

பணி 2. 1) மீளக்கூடிய எதிர்வினைகளுக்கு

CuO(s) + CO(g) ↔ Cu(s) + CO 2 (g) + QN 2 (g) + O 2 (g) ↔ 2NO (g) - Q, எந்த திசையில் வினை சமநிலை மாறும் என்பதை தீர்மானிக்கவும் :

a) வெப்பநிலையை அதிகரிக்கவும்; b) வெப்பநிலையைக் குறைக்கவும்

2) மீளக்கூடிய எதிர்வினைகளுக்கு:

C 2 H 2 (g) + 2H 2 (g) ↔ C 2 H 6 (g)

3S(கள்) + H 2 O(g) ↔ 2H 2 S(g) + SO 2 (g)

C(tv) + O 2 (g) ↔ CO 2 (g), வினையின் சமநிலை எந்த திசையில் மாறும் என்பதை தீர்மானிக்கவும்:

a) அழுத்தத்தை அதிகரிக்கவும்; b) அழுத்தத்தை குறைக்கவும்

3) மீளக்கூடிய எதிர்வினைக்கு:

Fe 2 O 3 (s) + 3H 2 (g) ↔ 2Fe (s) + 3H 2 O (g), வினையின் சமநிலை எந்த திசையில் மாறும் என்பதை தீர்மானிக்கவும்:

a) H 2 இன் செறிவை அதிகரிக்கவும்;

b) H 2 இன் செறிவைக் குறைக்கவும்;

c) H 2 O இன் செறிவை அதிகரிக்கவும்

ஈ) H 2 O இன் செறிவைக் குறைக்கவும்

வேதியியல் சமநிலை எந்த திசையில் மாறுகிறது என்பது Le Chatelier இன் கொள்கையால் தீர்மானிக்கப்படுகிறது: ஒரு சமநிலை அமைப்பில் வெளிப்புற செல்வாக்கு செலுத்தப்பட்டால், சமநிலையானது இந்த செல்வாக்கை எதிர்க்கும் பக்கத்திற்கு மாறுகிறது.

1) வெப்பநிலையின் அதிகரிப்பு சமநிலையை எண்டோடெர்மிக் எதிர்வினைக்கு (-Q) மாற்றுகிறது, வெப்பநிலையின் குறைவு சமநிலையை வெளிப்புற வெப்ப எதிர்வினைக்கு (+ Q) மாற்றுகிறது.

CuO(s) + CO(g) ↔ Cu(s) + CO 2 (g) + Q

இந்த வழக்கில்:

- நேரடி எதிர்வினை CuO(s) + CO(g) → Cu(s) + CO 2 (g) + Q - வெளிப்புற வெப்ப ,

- தலைகீழ் எதிர்வினை Cu(tv) + CO 2 (g) → CuO(tv) + CO(g) - Q - உட்புற வெப்ப ,

எனவே:

A) அதிகரிக்கும் வெப்பநிலையுடன்சமநிலையானது தலைகீழ் எதிர்வினையை நோக்கி மாறும் (உருவாக்கத்தை நோக்கி, இடதுபுறம் (←)),

b) குறையும் வெப்பநிலையுடன்சமநிலையானது நேரடி எதிர்வினையை நோக்கி மாறும் (தயாரிப்புகளின் உருவாக்கத்தை நோக்கி, வலதுபுறம் (→)).

N 2 (g) + O 2 (g) ↔ 2NO (g) - கே

இந்த வழக்கில்:

நேரடி எதிர்வினை N 2 (g) + O 2 (g) → 2NO (g) - Q - உட்புற வெப்ப,

தலைகீழ் எதிர்வினை 2NO (g) → N 2 (g) + O 2 (g) + Q - வெளிப்புற வெப்ப,

எனவே:

A) அதிகரிக்கும் வெப்பநிலையுடன்சமநிலையானது நேரடி எதிர்வினையை நோக்கி மாறும் (தயாரிப்புகளின் உருவாக்கத்தை நோக்கி, வலதுபுறம் (→))

b) குறையும் வெப்பநிலையுடன்சமநிலையானது தலைகீழ் எதிர்வினையை நோக்கி மாறும் (உருவாக்கத்தை நோக்கி, இடதுபுறம் (←)).

2)அழுத்தத்தின் அதிகரிப்பு சமநிலையை எதிர்வினைக்கு மாற்றுகிறது வாயு மூலக்கூறுகளின் எண்ணிக்கை குறைகிறது. அழுத்தம் குறைவது சமநிலையை எந்த எதிர்வினைக்கு மாற்றுகிறது வாயு மூலக்கூறுகளின் எண்ணிக்கை அதிகரிக்கிறது.

கணினியில் C 2 H 2 (g) + 2H 2 (g) ↔ C 2 H 6 (g)நேரடி எதிர்வினை (C 2 H 2 (g) + 2H 2 (g) → C 2 H 6 (g)) வாயு மூலக்கூறுகளின் எண்ணிக்கையில் குறைவு ஏற்படுகிறது (இறுதி உற்பத்தியின் ஒரு மூலக்கூறு ஆரம்பத்தின் மூன்று மூலக்கூறுகளிலிருந்து உருவாகிறது வாயுக்கள்), மற்றும் தலைகீழ் எதிர்வினை

(C 2 H 6 (g) → C 2 H 2 (g) + 2H 2 (g)) - மூலக்கூறுகளின் எண்ணிக்கையில் அதிகரிப்புடன் தொடர்கிறது (C 2 H 6 இன் ஒரு மூலக்கூறிலிருந்து மூன்று புதியவை உருவாகின்றன (ஒரு மூலக்கூறு C 2 H 2 மற்றும் இரண்டு மூலக்கூறுகள் H 2).

எனவே:

A) அழுத்தம் அதிகரிப்புசமநிலையை நேரடி எதிர்வினைக்கு மாற்றுகிறது (தயாரிப்புகளின் உருவாக்கத்தை நோக்கி, வலதுபுறம் (→));

b) அழுத்தம் குறைதல்சமநிலையை தலைகீழ் எதிர்வினைக்கு மாற்றுகிறது (உருவாக்கத்தை நோக்கி, இடதுபுறம் (←)).

கணினியில் 3S(s) + H 2 O(g) ↔ 2H 2 S(g) + SO 2 (g)நேரடி எதிர்வினை (3S(s) + H 2 O(g) → 2H 2 S(g) + SO 2 (g)) வாயு மூலக்கூறுகளின் எண்ணிக்கையில் அதிகரிப்புடன் நிகழ்கிறது, மற்றும் தலைகீழ் எதிர்வினை (2H 2 S(g) ) + SO 2 (g) → 3S(s) + H 2 O(g)) - வாயு மூலக்கூறுகள் குறைவதால் ஏற்படும் (S(சல்பர்) ஒரு திடப்பொருள், திடப்பொருட்களின் மூலக்கூறுகளின் எண்ணிக்கை கணக்கில் எடுத்துக்கொள்ளப்படுவதில்லை).

எனவே:

A) அழுத்தம் அதிகரிப்புதலைகீழ் எதிர்வினை நோக்கி சமநிலையை மாற்றுகிறது (உருவாக்கங்களை உருவாக்குவதை நோக்கி, இடதுபுறம் (←));

b) அழுத்தம் குறைதல்சமநிலையை நேரடி எதிர்வினைக்கு மாற்றுகிறது (தயாரிப்புகளின் உருவாக்கத்தை நோக்கி, வலதுபுறம் (→)).

அமைப்பில் C(tv) + O 2 (g) ↔ CO 2 (g) எதிர்வினைகள் மற்றும் தயாரிப்புகளில் வாயு மூலக்கூறுகளின் எண்ணிக்கை சமமாக இருக்கும் (O 2 இன் ஒரு மூலக்கூறு மற்றும் CO 2 (g) இன் ஒரு மூலக்கூறு), எனவே அழுத்தத்தில் மாற்றம் (அதிகரிப்பு அல்லது குறைதல்) பாதிக்காதுகொடுக்கப்பட்ட அமைப்பில் வேதியியல் சமநிலையை மாற்றுவதற்கு.

A) அழுத்தம் அதிகரிப்புசமநிலையை மாற்றாது;

b) அழுத்தம் குறைதல்சமநிலையை மாற்றாது.

3) A) எதிர்வினைகளின் செறிவு அதிகரிப்பு தயாரிப்புகளின் உருவாக்கத்தை நோக்கி சமநிலையை மாற்றுகிறது, எனவே:

கொடுக்கப்பட்ட எதிர்வினைக்கு Fe 2 O 3 (s) + 3H 2 (g) ↔ 2Fe (s) + 3H 2 O (g), வினைப்பொருளான H 2 இன் செறிவு அதிகரிப்பு சமநிலையை நோக்கிச் செல்லும் நேரடி எதிர்வினை (தயாரிப்புகளின் உருவாக்கத்தை நோக்கி, வலதுபுறம் (→ )).

b) எதிர்வினைகளின் செறிவு குறைவதால், உலைகளின் உருவாக்கத்தை நோக்கி சமநிலையை மாற்றுகிறது:

கொடுக்கப்பட்ட எதிர்வினைக்கு Fe 2 O 3 (s) + 3H 2 (g) ↔ 2Fe (s) + 3H 2 O (g), வினைப்பொருளான H 2 இன் செறிவு அதிகரிப்பு சமநிலையை நோக்கிச் செல்லும் தலைகீழ் எதிர்வினை (உடைகளின் உருவாக்கத்தை நோக்கி, இடதுபுறம் (← ));

V) தயாரிப்புகளின் செறிவு அதிகரிப்பு சமநிலையை எதிர்வினைகளை உருவாக்குவதை நோக்கி மாற்றுகிறது, எனவே:

கொடுக்கப்பட்ட எதிர்வினைக்கு Fe 2 O 3 (s) + 3H 2 (g) ↔ 2Fe (s) + 3H 2 O (g), தயாரிப்பு H 2 O இன் செறிவு அதிகரிப்பு சமநிலையில் மாற்றத்திற்கு வழிவகுக்கும் தலைகீழ் எதிர்வினை (உருவாக்கத்தை நோக்கி, இடதுபுறம் (←));

ஜி) தயாரிப்புகளின் செறிவு குறைவது தயாரிப்புகளின் உருவாக்கத்தை நோக்கி சமநிலையை மாற்றுகிறது, எனவே:

கொடுக்கப்பட்ட எதிர்வினைக்கு Fe 2 O 3 (s) + 3H 2 (g) ↔ 2Fe (s) + 3H 2 O (g), H 2 O என்ற பொருளின் செறிவு குறைவது சமநிலையை நோக்கிச் செல்லும் நேரடி எதிர்வினை (தயாரிப்புகளின் உருவாக்கத்தை நோக்கி, வலதுபுறம் (→)).

பணி 3. 1) மீளக்கூடிய எதிர்வினைக்கு Fe 2 O 3 (s) + 3CO (g) ↔ 2Fe (s) + 3CO 2 (g), CO இன் ஆரம்ப செறிவு 3 mol/l ஆக இருந்தால், சமநிலை மாறிலியைக் கணக்கிடவும். சமநிலை ஏற்படுகிறது, 75% CO வினைபுரிகிறது.

2) மீளக்கூடிய எதிர்வினைக்கு S(s) + H 2 (g) ↔ H 2 S(g), H 2 இன் ஆரம்ப செறிவு 3 mol/l ஆகவும் சமநிலை மாறிலி Kp = 15 ஆகவும் இருந்தால், பொருட்களின் சமநிலை செறிவுகளைக் கணக்கிடவும்.

C) மீளக்கூடிய எதிர்வினை 2NH 3 (g) ↔ 3H 2 (g) + N 2 (g), பொருட்களின் சமநிலை செறிவு = 0.4 mol/ எனில், NH 3 இன் ஆரம்ப செறிவு மற்றும் இந்த எதிர்வினையின் சமநிலை மாறிலி ஆகியவற்றைக் கணக்கிடவும். l, = 1.2 mol/l, [H 2 ] = 3.6 mol/l.

இந்த சிக்கல்களைத் தீர்க்க, பின்வரும் அட்டவணையைப் பயன்படுத்துவது வசதியானது::

1) பன்முக எதிர்வினைகளில் சமநிலை மாறிலி வாயுக்களின் செறிவை மட்டுமே சார்ந்துள்ளது, எனவே திடப்பொருட்களின் அளவுகள் (Fe 2 O 3 (s) மற்றும் Fe (s)) கணக்கில் எடுத்துக்கொள்ளப்படுவதில்லை. .

ஆரம்ப செறிவுகளின் வரிசையில் நாம் CO - 3 mol/l இன் ஆரம்ப செறிவை உள்ளிடுகிறோம். CO 2 இன் ஆரம்ப செறிவு பூஜ்ஜியமாகும் (இது எதிர்வினையின் தொடக்கத்தில் இன்னும் உருவாக்கப்படாத ஒரு எதிர்வினை தயாரிப்பு ஆகும்).

நிபந்தனையின் படி, சமநிலை ஏற்படும் நேரத்தில், 75% CO வினைபுரிகிறது,அந்த. 3 மோல் 0.75 = 2.25 மோல்.

எதிர்வினையின் விளைவாக, 2.25 mol CO 2 உருவாக்கப்பட்டது, ஏனெனில் எதிர்வினை சமன்பாட்டின் படி CO 2 இன் அளவு CO இன் அளவிற்கு சமம்.

எதிர்வினைக்குப் பிறகு, பின்வரும் அளவு CO இருக்கும்:

ஆரம்பத்தில் இருந்து - எதிர்வினை = 3 mol - 2.25 mol = 0.75 mol.

எனவே, சமநிலை செறிவுகள் சமமாக இருக்கும்: = 0.75 mol/l = 2.25 mol/l

இரசாயன சமநிலை மாறிலியைக் கணக்கிடுகிறோம் (நிறை செயல் விதியின்படி: ஒரு குறிப்பிட்ட வெப்பநிலையில் இரசாயன சமநிலை நிலையில், ஸ்டோச்சியோமெட்ரிக் எதிர்வினை சமன்பாட்டில் தொடர்புடைய குணகங்களுக்கு சமமாக இருக்கும் சக்திகளில் உள்ள எதிர்வினை தயாரிப்புகளின் செறிவுகளின் தயாரிப்பு. , தொடர்புடைய சக்திகளில் உள்ள எதிர்வினைகளின் செறிவுகளின் ஒத்த உற்பத்தியால் வகுக்கப்படும், இது ஒரு நிலையான மதிப்பு )

Kr = = =27

2)

பன்முக எதிர்வினைகளில், வாயு செறிவுகள் மட்டுமே கணக்கில் எடுத்துக்கொள்ளப்படுகின்றன.

H 2 இன் ஆரம்ப செறிவு 3 mol/l க்கு சமம். H 2 S இன் ஆரம்ப செறிவு பூஜ்ஜியமாகும் (இது எதிர்வினையின் தொடக்கத்தில் இன்னும் உருவாக்கப்படாத ஒரு எதிர்வினை தயாரிப்பு ஆகும்).

ஹாப்ஸ் H 2 உருவாகட்டும். இந்த வழக்கில், H 2 S இன் செறிவு hmol க்கு சமமாக இருக்கும் (எனவே, எதிர்வினை சமன்பாட்டின் படி, அவற்றின் விகிதம் 1: 1 ஆகும்). H2 இன் சமநிலை செறிவு கணக்கிடப்படுகிறது:

சி சமம் = சி ஆரம்பம் - சி ப்ரோரியாக்ட் = (3 - எக்ஸ்) மோல், மற்றும் எச் 2 எஸ் இன் சமநிலை செறிவு: சி சமம் =

= தொடக்கத்திலிருந்து + எதிர்வினையிலிருந்து = 0 + x = x mol.

இந்த எதிர்வினையின் சமநிலை மாறிலிக்கான வெளிப்பாடு பின்வருமாறு:

Кр = , அறியப்பட்ட தரவை மாற்றுவதன் மூலம், நாம் சமன்பாட்டைப் பெறுகிறோம்:

15 = , எனவே x = 45-15x;

16x = 45; x = 2.8

எனவே, H 2 S இன் சமநிலை செறிவு:

= x = 2.8 mol/l

H2 இன் சமநிலை செறிவு:

= 3 = 3 - 2.8 = 0.2 mol/l

3) எதிர்வினை சமன்பாட்டைப் பயன்படுத்தி ஒரு அட்டவணையை உருவாக்குகிறோம்:

சமநிலை செறிவுகளின் வரிசையில், பொருட்களின் செறிவு சிக்கலில் தரவை எழுதுகிறோம். வினைபுரிந்த NH 3 இன் அளவை, பெறப்பட்ட எந்தவொரு பொருளின் அளவிலும் கணக்கிடலாம்: எடுத்துக்காட்டாக, NH 3 மற்றும் N 2 விகிதம் எதிர்வினை சமன்பாட்டின் படி 2:1 ஆகும், அதாவது 1.2 மோல் N 2 வினைக்குப் பிறகு உருவாக்கப்பட்டால், NH 3 2 மடங்கு அதிகமாக வினைபுரியும்: n(NH 3) = 2 1.2 = 2.4 mol.

NH 3 இன் ஆரம்ப செறிவு கணக்கிடப்படுகிறது:

சி ஆரம்ப = C எதிர்வினை + C சமம் = 2.4 + 0.4 = 2.8 mol/l.

19 ஆம் நூற்றாண்டில் வேதியியல் வெப்ப இயக்கவியலின் அடிப்படைகளின் வளர்ச்சியின் விளைவாக, வேதியியலாளர்கள் மீளக்கூடிய இரசாயன எதிர்வினைகளுக்கு ஒரு சமநிலை கலவையின் கலவையை கணக்கிட கற்றுக்கொண்டனர். கூடுதலாக, எளிய கணக்கீடுகளின் அடிப்படையில், கொடுக்கப்பட்ட நிலைமைகளின் கீழ் நிகழும் ஒரு குறிப்பிட்ட எதிர்வினையின் அடிப்படை சாத்தியம் அல்லது சாத்தியமற்றது பற்றி ஒரு முடிவை எடுக்க, சோதனைகளை நடத்தாமல், சாத்தியமாகும். இருப்பினும், ஒரு எதிர்வினைக்கான "முதன்மை சாத்தியம்" அது நடக்கும் என்று அர்த்தமல்ல. எடுத்துக்காட்டாக, C + O 2 → CO 2 எதிர்வினை வெப்ப இயக்கவியலின் பார்வையில் இருந்து மிகவும் சாதகமானது, எந்தவொரு சந்தர்ப்பத்திலும், 1000 ° C க்கும் குறைவான வெப்பநிலையில் (அதிக வெப்பநிலையில், CO 2 மூலக்கூறுகள் ஏற்கனவே சிதைந்துவிடும்), அதாவது. கார்பன் மற்றும் ஆக்ஸிஜன் (கிட்டத்தட்ட 100% மகசூலுடன்) கார்பன் டை ஆக்சைடாக மாற வேண்டும். இருப்பினும், நிலக்கரியின் ஒரு துண்டு பல ஆண்டுகளாக காற்றில் கிடக்கிறது, ஆக்ஸிஜனுக்கான இலவச அணுகல், எந்த மாற்றமும் இல்லாமல் இருக்கலாம் என்று அனுபவம் காட்டுகிறது. அறியப்பட்ட பல எதிர்வினைகளைப் பற்றியும் இதைச் சொல்லலாம். எடுத்துக்காட்டாக, குளோரின் அல்லது ஆக்ஸிஜனுடன் ஹைட்ரஜனின் கலவைகள் இரசாயன எதிர்வினைகளின் அறிகுறிகள் இல்லாமல் மிக நீண்ட காலத்திற்கு நீடிக்கும், இருப்பினும் இரண்டு நிகழ்வுகளிலும் எதிர்வினைகள் வெப்ப இயக்கவியல் ரீதியாக சாதகமானவை. அதாவது சமநிலையை அடைந்த பிறகு, H 2 + Cl 2 இன் ஸ்டோச்சியோமெட்ரிக் கலவையில் ஹைட்ரஜன் குளோரைடு மட்டுமே இருக்க வேண்டும், மேலும் 2H 2 + O 2 கலவையில் தண்ணீர் மட்டுமே இருக்க வேண்டும். மற்றொரு எடுத்துக்காட்டு: அசிட்டிலீன் வாயு மிகவும் நிலையானது, இருப்பினும் C 2 H 2 → 2C + H 2 எதிர்வினை வெப்ப இயக்கவியல் ரீதியாக அனுமதிக்கப்படுவது மட்டுமல்லாமல், ஆற்றலின் குறிப்பிடத்தக்க வெளியீட்டையும் கொண்டுள்ளது. உண்மையில், உயர் அழுத்தத்தில், அசிட்டிலீன் வெடிக்கிறது, ஆனால் சாதாரண நிலைமைகளின் கீழ் அது மிகவும் நிலையானது.

கருதப்பட்டதைப் போன்ற வெப்ப இயக்கவியல் அனுமதிக்கப்பட்ட எதிர்வினைகள் சில நிபந்தனைகளின் கீழ் மட்டுமே நிகழும். உதாரணமாக, பற்றவைத்த பிறகு, நிலக்கரி அல்லது கந்தகம் தன்னிச்சையாக ஆக்ஸிஜனுடன் இணைகிறது; வெப்பநிலை உயரும் போது அல்லது புற ஊதா ஒளியில் வெளிப்படும் போது ஹைட்ரஜன் குளோரினுடன் எளிதில் வினைபுரிகிறது; ஹைட்ரஜன் மற்றும் ஆக்ஸிஜனின் கலவை (வெடிப்பு வாயு) பற்றவைக்கப்படும் போது அல்லது ஒரு வினையூக்கி சேர்க்கப்படும் போது வெடிக்கிறது. இந்த எதிர்வினைகள் அனைத்திற்கும் ஏன் சிறப்பு தாக்கங்கள் தேவை - வெப்பமாக்கல், கதிர்வீச்சு, வினையூக்கிகளின் செயல்? வேதியியல் வெப்ப இயக்கவியல் இந்த கேள்விக்கு பதிலளிக்கவில்லை - நேரம் என்ற கருத்து அதில் இல்லை. அதே நேரத்தில், நடைமுறை நோக்கங்களுக்காக, கொடுக்கப்பட்ட எதிர்வினை ஒரு நொடியில், ஒரு வருடத்தில் அல்லது பல ஆயிரம் ஆண்டுகளில் நடைபெறுமா என்பதை அறிவது மிகவும் முக்கியம்.

வெவ்வேறு எதிர்வினைகளின் வேகம் பெரிதும் மாறுபடும் என்பதை அனுபவம் காட்டுகிறது. அக்வஸ் கரைசல்களில் பல எதிர்வினைகள் கிட்டத்தட்ட உடனடியாக நிகழ்கின்றன. இவ்வாறு, கிரிம்சன் நிற பினோல்ப்தலீனின் காரக் கரைசலில் அதிகப்படியான அமிலம் சேர்க்கப்படும் போது, ​​தீர்வு உடனடியாக நிறமாற்றம் அடைகிறது, அதாவது நடுநிலைப்படுத்தல் எதிர்வினை, அதே போல் காட்டி நிறமற்ற வடிவத்தை மாற்றும் எதிர்வினை, மிக விரைவாக தொடரவும். வளிமண்டல ஆக்ஸிஜனுடன் பொட்டாசியம் அயோடைடின் நீர்வாழ் கரைசலின் ஆக்சிஜனேற்ற எதிர்வினை மிகவும் மெதுவாக தொடர்கிறது: எதிர்வினை தயாரிப்பின் மஞ்சள் நிறம், அயோடின், நீண்ட காலத்திற்குப் பிறகுதான் தோன்றும். இரும்பு மற்றும் குறிப்பாக தாமிர கலவைகளின் அரிப்பு செயல்முறைகள், அத்துடன் பல செயல்முறைகள் மெதுவாக நிகழ்கின்றன.

ஒரு இரசாயன எதிர்வினையின் விகிதத்தை முன்னறிவிப்பதும், எதிர்வினை நிலைமைகளில் இந்த விகிதத்தின் சார்புநிலையை தெளிவுபடுத்துவதும் வேதியியல் இயக்கவியலின் முக்கியமான பணிகளில் ஒன்றாகும் - இது காலப்போக்கில் எதிர்வினைகளின் வடிவங்களை ஆய்வு செய்யும் அறிவியல். வேதியியல் இயக்கவியலை எதிர்கொள்ளும் இரண்டாவது பணி குறைவான முக்கியத்துவம் வாய்ந்தது அல்ல - வேதியியல் எதிர்வினைகளின் பொறிமுறையைப் பற்றிய ஆய்வு, அதாவது தொடக்கப் பொருட்களை எதிர்வினை தயாரிப்புகளாக மாற்றுவதற்கான விரிவான பாதை.

வேக எதிர்வினை.

நிலையான அளவு கொண்ட ஒரு பாத்திரத்தில் ஒரே மாதிரியான (ஒரே மாதிரியான) கலவையில் வாயு அல்லது திரவ வினைகளுக்கு இடையே ஏற்படும் எதிர்வினைக்கு விகிதத்தை தீர்மானிக்க எளிதான வழி. இந்த வழக்கில், எதிர்வினை வீதம் ஒரு யூனிட் நேரத்திற்கு எதிர்வினையில் பங்கேற்கும் எந்தவொரு பொருளின் செறிவில் ஏற்படும் மாற்றமாக வரையறுக்கப்படுகிறது (இது தொடக்கப் பொருளாகவோ அல்லது எதிர்வினை தயாரிப்பாகவோ இருக்கலாம்). இந்த வரையறையை ஒரு வழித்தோன்றலாக எழுதலாம்: v=d c/d டி, எங்கே v- வேக எதிர்வினை; டி- நேரம், c- செறிவு. சரியான நேரத்தில் பொருளின் செறிவு சார்ந்து சோதனை தரவு உள்ளதா என்பதை இந்த வேகம் தீர்மானிக்க எளிதானது. இந்தத் தரவைப் பயன்படுத்தி, நீங்கள் இயக்க வளைவு எனப்படும் வரைபடத்தை உருவாக்கலாம். இயக்க வளைவில் கொடுக்கப்பட்ட புள்ளியில் எதிர்வினை வீதம் அந்த புள்ளியில் உள்ள தொடுகோட்டின் சாய்வால் தீர்மானிக்கப்படுகிறது. தொடுகோடு சாய்வைத் தீர்மானிப்பது எப்போதும் சில பிழைகளை உள்ளடக்கியது. தொடக்க எதிர்வினை விகிதம் மிகவும் துல்லியமாக தீர்மானிக்கப்படுகிறது, ஏனெனில் முதலில் இயக்க வளைவு பொதுவாக ஒரு நேர் கோட்டிற்கு அருகில் இருக்கும்; இது வளைவின் தொடக்கப் புள்ளியில் ஒரு தொடுகோடு வரைவதை எளிதாக்குகிறது.

நேரம் வினாடிகளில் அளவிடப்படுகிறது மற்றும் ஒரு லிட்டருக்கு மோல்களில் செறிவு இருந்தால், எதிர்வினை வீதம் mol/(l s) அலகுகளில் அளவிடப்படுகிறது. எனவே, எதிர்வினை வீதம் எதிர்வினை கலவையின் அளவைப் பொறுத்தது அல்ல: அதே நிலைமைகளின் கீழ், இது ஒரு சிறிய சோதனைக் குழாய் மற்றும் பெரிய அளவிலான உலை இரண்டிலும் ஒரே மாதிரியாக இருக்கும்.

மதிப்பு டி டிஎப்போதும் நேர்மறையானது, அதேசமயம் d இன் அடையாளம் cகாலப்போக்கில் செறிவு எவ்வாறு மாறுகிறது என்பதைப் பொறுத்தது - அது குறைகிறது (தொடக்கப் பொருட்களுக்கு) அல்லது அதிகரிக்கிறது (எதிர்வினை தயாரிப்புகளுக்கு). எதிர்வினை வீதம் எப்போதும் நேர்மறை மதிப்பாக இருப்பதை உறுதிசெய்ய, தொடக்கப் பொருட்களின் விஷயத்தில், வழித்தோன்றலின் முன் ஒரு கழித்தல் குறி வைக்கப்படுகிறது: v= –d c/d டி. வாயு கட்டத்தில் எதிர்வினை ஏற்பட்டால், விகித சமன்பாட்டில் உள்ள பொருட்களின் செறிவுக்கு பதிலாக அழுத்தம் அடிக்கடி பயன்படுத்தப்படுகிறது. வாயு இலட்சியத்திற்கு அருகில் இருந்தால், அழுத்தம் ஆர்ஒரு எளிய சமன்பாட்டுடன் செறிவு தொடர்புடையது: ப = cRT.

ஒரு எதிர்வினையின் போது, ​​ஸ்டோச்சியோமெட்ரிக் சமன்பாட்டில் உள்ள குணகங்களின்படி, வெவ்வேறு பொருட்களை வெவ்வேறு விகிதங்களில் உட்கொள்ளலாம் மற்றும் உருவாக்கலாம் ( செ.மீ. STOICHIOMETRY), எனவே, ஒரு குறிப்பிட்ட எதிர்வினையின் வீதத்தை நிர்ணயிக்கும் போது, ​​இந்த குணகங்கள் கணக்கில் எடுத்துக்கொள்ளப்பட வேண்டும். எடுத்துக்காட்டாக, அம்மோனியா தொகுப்பு எதிர்வினை 3H 2 + N 2 → 2NH 3 இல், ஹைட்ரஜன் நைட்ரஜனை விட 3 மடங்கு வேகமாக உட்கொள்ளப்படுகிறது, மேலும் நைட்ரஜனை விட 2 மடங்கு வேகமாக அம்மோனியா குவிகிறது. எனவே, இந்த எதிர்வினைக்கான விகித சமன்பாடு பின்வருமாறு எழுதப்பட்டுள்ளது: v= –1/3 டி ப(H2)/d டி= –d ப(N 2)/d டி= +1/2 டி ப(NH 3)/d டி. பொதுவாக, எதிர்வினை ஸ்டோச்சியோமெட்ரிக் என்றால், அதாவது. எழுதப்பட்ட சமன்பாட்டின் படி சரியாக தொடர்கிறது: aA + bB → cC + dD, அதன் வேகம் பின்வருமாறு தீர்மானிக்கப்படுகிறது v= –(1/a)d[A]/d டி= –(1/b)d[B]/d டி= (1/c)d[C]/d டி= (1/d)d[D]/d டி(பொருட்களின் மோலார் செறிவைக் குறிக்க சதுர அடைப்புக்குறிகள் பயன்படுத்தப்படுகின்றன). இவ்வாறு, ஒவ்வொரு பொருளின் விகிதங்களும் கண்டிப்பாக ஒன்றோடொன்று தொடர்புடையவை, மேலும் எதிர்வினையில் பங்கேற்பவர்களுக்கான சோதனை விகிதத்தை தீர்மானித்த பிறகு, வேறு எந்த பொருளுக்கும் அதைக் கணக்கிடுவது எளிது.

தொழில்துறையில் பயன்படுத்தப்படும் பெரும்பாலான எதிர்வினைகள் பன்முக-வினையூக்கிகளாகும். அவை திட வினையூக்கி மற்றும் வாயு அல்லது திரவ கட்டத்திற்கு இடையிலான இடைமுகத்தில் நிகழ்கின்றன. இரண்டு கட்டங்களுக்கிடையேயான இடைமுகத்தில், சல்பைடுகளை வறுத்தெடுப்பது, உலோகங்கள், ஆக்சைடுகள் மற்றும் கார்பனேட்டுகளை அமிலங்களில் கரைப்பது மற்றும் பல செயல்முறைகள் போன்ற எதிர்வினைகள் ஏற்படுகின்றன. இத்தகைய எதிர்வினைகளுக்கு, விகிதம் இடைமுகத்தின் அளவைப் பொறுத்தது, எனவே ஒரு பன்முக எதிர்வினையின் வீதம் ஒரு யூனிட் தொகுதிக்கு அல்ல, ஆனால் ஒரு யூனிட் மேற்பரப்புடன் தொடர்புடையது. எதிர்வினை நிகழும் மேற்பரப்பை அளவிடுவது எப்போதும் எளிதானது அல்ல.

ஒரு மூடிய தொகுதியில் ஒரு எதிர்வினை ஏற்பட்டால், பெரும்பாலான சந்தர்ப்பங்களில் அதன் வேகம் ஆரம்ப தருணத்தில் அதிகபட்சமாக இருக்கும் (தொடக்க பொருட்களின் செறிவு அதிகபட்சமாக இருக்கும்போது), பின்னர், தொடக்க எதிர்வினைகள் தயாரிப்புகளாக மாற்றப்படும் மற்றும் அதன்படி, அவற்றின் செறிவு குறைகிறது, எதிர்வினை வீதம் குறைகிறது. காலப்போக்கில் விகிதம் அதிகரிக்கும் எதிர்வினைகளும் உள்ளன. உதாரணமாக, ஒரு செப்புத் தகடு தூய நைட்ரிக் அமிலத்தின் கரைசலில் மூழ்கியிருந்தால், எதிர்வினை வீதம் காலப்போக்கில் அதிகரிக்கும், இது பார்வைக்கு எளிதாகக் கவனிக்கப்படுகிறது. காரக் கரைசல்களில் அலுமினியத்தைக் கரைக்கும் செயல்முறைகள், ஆக்ஸிஜனுடன் பல கரிம சேர்மங்களின் ஆக்சிஜனேற்றம் மற்றும் பல செயல்முறைகள் காலப்போக்கில் துரிதப்படுத்தப்படுகின்றன. இந்த முடுக்கத்திற்கான காரணங்கள் வேறுபட்டிருக்கலாம். எடுத்துக்காட்டாக, இது உலோக மேற்பரப்பில் இருந்து ஒரு பாதுகாப்பு ஆக்சைடு படத்தை அகற்றுவது அல்லது எதிர்வினை கலவையை படிப்படியாக வெப்பமாக்குவது அல்லது எதிர்வினையை துரிதப்படுத்தும் பொருட்களின் குவிப்பு காரணமாக இருக்கலாம் (அத்தகைய எதிர்வினைகள் ஆட்டோகேடலிடிக் என்று அழைக்கப்படுகின்றன).

தொழில்துறையில், எதிர்வினைகள் வழக்கமாக தொடக்கப் பொருட்களை உலைக்குள் தொடர்ந்து ஊட்டுவதன் மூலமும் தயாரிப்புகளை அகற்றுவதன் மூலமும் மேற்கொள்ளப்படுகின்றன. இத்தகைய நிலைமைகளின் கீழ், இரசாயன எதிர்வினையின் நிலையான விகிதத்தை அடைய முடியும். ஒளி வேதியியல் எதிர்வினைகளும் ஒரு நிலையான விகிதத்தில் தொடர்கின்றன, நிகழ்வு ஒளி முழுமையாக உறிஞ்சப்பட்டால் ( செ.மீ. ஒளி வேதியியல் எதிர்வினைகள்).

எதிர்வினையின் வரம்பு கட்டம்.

ஒரு எதிர்வினை தொடர்ச்சியான நிலைகளில் மேற்கொள்ளப்பட்டால் (அவை அனைத்தும் இரசாயனங்கள் அவசியமில்லை) மற்றும் இந்த நிலைகளில் ஒன்று மற்றதை விட அதிக நேரம் தேவைப்படுகிறது, அதாவது, அது மிகவும் மெதுவாக செல்கிறது, இந்த நிலை வரம்பு என்று அழைக்கப்படுகிறது. இந்த மெதுவான நிலைதான் முழு செயல்முறையின் வேகத்தையும் தீர்மானிக்கிறது. அம்மோனியா ஆக்சிஜனேற்றத்தின் வினையூக்க வினையை உதாரணமாகக் கருதுவோம். இங்கே இரண்டு சாத்தியமான வரம்பு வழக்குகள் உள்ளன.

1. வினையூக்கியின் மேற்பரப்பில் (உடல் செயல்முறை) வினையூக்கி மூலக்கூறுகள் - அம்மோனியா மற்றும் ஆக்ஸிஜன் - மேற்பரப்பில் வினையூக்கி எதிர்வினையை விட மிக மெதுவாக நிகழ்கிறது. பின்னர், இலக்கு உற்பத்தியின் உருவாக்கம் விகிதத்தை அதிகரிக்க - நைட்ரஜன் ஆக்சைடு, வினையூக்கியின் செயல்திறனை அதிகரிக்க முற்றிலும் பயனற்றது, ஆனால் மேற்பரப்புக்கு எதிர்வினைகளின் அணுகலை முடுக்கிவிட கவனமாக இருக்க வேண்டும்.

2. ரசாயன எதிர்வினையை விட மேற்பரப்பில் வினைப்பொருட்களின் வழங்கல் மிக வேகமாக நிகழ்கிறது. வினையூக்கியை மேம்படுத்துவதும், வினையூக்கி வினைக்கான உகந்த நிலைமைகளைத் தேர்ந்தெடுப்பதும் இங்குதான் அர்த்தமுள்ளதாக இருக்கிறது, ஏனெனில் இந்த விஷயத்தில் கட்டுப்படுத்தும் நிலை மேற்பரப்பில் வினையூக்க எதிர்வினை ஆகும்.

மோதல் கோட்பாடு.

வரலாற்று ரீதியாக, வேதியியல் எதிர்வினைகளின் விகிதங்களைக் கணக்கிடக்கூடிய முதல் கோட்பாடு மோதல் கோட்பாடு ஆகும். வெளிப்படையாக, மூலக்கூறுகள் வினைபுரிய, அவை முதலில் மோத வேண்டும். எதிர்வினை வேகமாக தொடர வேண்டும், பெரும்பாலும் தொடக்கப் பொருட்களின் மூலக்கூறுகள் ஒன்றோடொன்று மோதுகின்றன. எனவே, மூலக்கூறுகளுக்கு இடையிலான மோதல்களின் அதிர்வெண்ணைப் பாதிக்கும் ஒவ்வொரு காரணியும் எதிர்வினை வீதத்தையும் பாதிக்கும். மூலக்கூறுகளுக்கு இடையிலான மோதல்கள் தொடர்பான சில முக்கியமான சட்டங்கள் வாயுக்களின் மூலக்கூறு இயக்கக் கோட்பாட்டின் அடிப்படையில் பெறப்பட்டன.

வாயு கட்டத்தில், மூலக்கூறுகள் அதிக வேகத்தில் நகரும் (வினாடிக்கு நூற்றுக்கணக்கான மீட்டர்கள்) மற்றும் அடிக்கடி ஒன்றுடன் ஒன்று மோதுகின்றன. மோதல்களின் அதிர்வெண் முதன்மையாக ஒரு யூனிட் தொகுதிக்கான துகள்களின் எண்ணிக்கையால் தீர்மானிக்கப்படுகிறது, அதாவது செறிவு (அழுத்தம்). மோதல்களின் அதிர்வெண் வெப்பநிலையையும் (அதிகரிக்கும் போது, ​​மூலக்கூறுகள் வேகமாக நகரும்) மற்றும் மூலக்கூறுகளின் அளவைப் பொறுத்தது (பெரிய மூலக்கூறுகள் சிறியவற்றை விட அடிக்கடி மோதிக்கொள்கின்றன). இருப்பினும், மோதல் அதிர்வெண்ணில் செறிவு மிகவும் வலுவான விளைவைக் கொண்டுள்ளது. அறை வெப்பநிலை மற்றும் வளிமண்டல அழுத்தத்தில், ஒவ்வொரு நடுத்தர அளவிலான மூலக்கூறும் வினாடிக்கு பல பில்லியன் மோதல்களை அனுபவிக்கிறது.

இந்தத் தரவுகளின் அடிப்படையில், A + B → C ஆகிய இரண்டு வாயு கலவைகள் A மற்றும் B க்கு இடையேயான எதிர்வினையின் வீதத்தை நீங்கள் கணக்கிடலாம், எதிர்வினை மூலக்கூறுகளின் ஒவ்வொரு மோதலிலும் ஒரு வேதியியல் எதிர்வினை ஏற்படுகிறது என்று வைத்துக்கொள்வோம். வளிமண்டல அழுத்தத்தில் ஒரு லிட்டர் குடுவையில் சமமான செறிவுகளில் A மற்றும் B வினைப்பொருட்களின் கலவை இருக்கட்டும். மொத்தத்தில், குடுவையில் 6 10 23 / 22.4 = 2.7 10 22 மூலக்கூறுகள் இருக்கும், இதில் 1.35 10 22 மூலக்கூறுகள் A இன் மூலக்கூறுகள் மற்றும் அதே எண்ணிக்கையிலான பொருள் B இன் மூலக்கூறுகள் உள்ளன. ஒவ்வொரு மூலக்கூறு Aயும் 1 வினாடிகளில் 10 9 மோதல்களை அனுபவிக்கட்டும். மற்ற மூலக்கூறுகளுடன், பாதி (5 10 8) மூலக்கூறுகள் B (மோதல்கள் A + A எதிர்வினைக்கு வழிவகுக்காது) மோதலில் நிகழ்கிறது. பின்னர், மொத்தம், 1.35 10 22 5 10 8 ~ 7 10 30 மூலக்கூறுகள் A மற்றும் B 1 வினாடிகளில் நிகழ்கின்றன, அவை ஒவ்வொன்றும் ஒரு எதிர்வினைக்கு வழிவகுத்தால், அது உடனடியாக நடக்கும். இருப்பினும், பல எதிர்வினைகள் மிகவும் மெதுவாகத் தொடர்கின்றன. இதிலிருந்து எதிர்வினை மூலக்கூறுகளுக்கு இடையிலான மோதல்களின் ஒரு சிறிய பகுதியே அவற்றுக்கிடையேயான தொடர்புக்கு வழிவகுக்கிறது என்று நாம் முடிவு செய்யலாம்.

வாயுக்களின் மூலக்கூறு இயக்கக் கோட்பாட்டின் அடிப்படையில் எதிர்வினை வீதத்தைக் கணக்கிட அனுமதிக்கும் ஒரு கோட்பாட்டை உருவாக்க, மூலக்கூறுகளின் மொத்த மோதல்களின் எண்ணிக்கையையும் எதிர்வினைகளுக்கு வழிவகுக்கும் "செயலில்" மோதல்களின் விகிதத்தையும் கணக்கிடுவது அவசியம். வெப்பநிலை அதிகரிப்புடன் பெரும்பாலான இரசாயன எதிர்வினைகளின் வீதம் ஏன் அதிகரிக்கிறது என்பதை விளக்க வேண்டியது அவசியம் - மூலக்கூறுகளின் வேகம் மற்றும் அவற்றுக்கிடையேயான மோதல்களின் அதிர்வெண் வெப்பநிலையுடன் சிறிது அதிகரிக்கிறது - விகிதத்தில், அதாவது வெப்பநிலை அதிகரிப்புடன் 1.3 மடங்கு மட்டுமே. 293 K (20 ° C) இலிருந்து 373 K (100 ° C) வரை, எதிர்வினை வீதம் ஆயிரக்கணக்கான மடங்கு அதிகரிக்கும்.

இந்த சிக்கல்கள் மோதல் கோட்பாட்டின் அடிப்படையில் பின்வருமாறு தீர்க்கப்பட்டன. மோதலின் போது, ​​மூலக்கூறுகள் தொடர்ந்து வேகத்தையும் ஆற்றலையும் பரிமாறிக் கொள்கின்றன. எனவே, ஒரு "வெற்றிகரமான" மோதலின் விளைவாக, கொடுக்கப்பட்ட மூலக்கூறு அதன் வேகத்தை குறிப்பிடத்தக்க அளவில் அதிகரிக்க முடியும், அதே நேரத்தில் "தோல்வியுற்ற" மோதலில் அது கிட்டத்தட்ட நிறுத்தப்படலாம் (பில்லியர்ட் பந்துகளின் எடுத்துக்காட்டில் இதேபோன்ற சூழ்நிலையைக் காணலாம்). சாதாரண வளிமண்டல அழுத்தத்தில், மோதல்கள் மற்றும் வேகத்தில் ஏற்படும் மாற்றங்கள், ஒவ்வொரு மூலக்கூறிலும் நொடிக்கு பில்லியன் முறைகள் நிகழ்கின்றன. இந்த வழக்கில், மூலக்கூறுகளின் வேகம் மற்றும் ஆற்றல்கள் பெரும்பாலும் சராசரியாக இருக்கும். ஒரு குறிப்பிட்ட நேரத்தில், ஒரு குறிப்பிட்ட அளவு வாயுவில் சில வேகங்களைக் கொண்ட மூலக்கூறுகளை "மீண்டும் எண்ணினால்", அவற்றில் குறிப்பிடத்தக்க பகுதி சராசரிக்கு நெருக்கமான வேகத்தைக் கொண்டுள்ளது என்று மாறிவிடும். அதே நேரத்தில், பல மூலக்கூறுகள் சராசரியை விட குறைவான வேகத்தைக் கொண்டுள்ளன, மேலும் சில சராசரியை விட அதிக வேகத்தில் நகரும். வேகம் அதிகரிக்கும் போது, ​​கொடுக்கப்பட்ட வேகத்தைக் கொண்ட மூலக்கூறுகளின் பகுதி விரைவாகக் குறைகிறது. மோதல் கோட்பாட்டின் படி, மோதும்போது, ​​போதுமான அதிவேகத்தைக் கொண்ட மூலக்கூறுகள் மட்டுமே வினைபுரிகின்றன (எனவே, இயக்க ஆற்றல் அதிக அளவில் உள்ளது). இந்த பரிந்துரை 1889 இல் ஸ்வீடிஷ் வேதியியலாளர் ஸ்வாண்டே அர்ஹீனியஸால் செய்யப்பட்டது.

செயல்படுத்தும் ஆற்றல்.

வேதியியலாளர்களால் பயன்படுத்தப்படும் அர்ஹீனியஸ் செயல்படுத்தும் ஆற்றலின் மிக முக்கியமான கருத்து ( ஈ a) என்பது ஒரு மூலக்கூறு (அல்லது ஒரு ஜோடி எதிர்வினை மூலக்கூறுகள்) ஒரு இரசாயன எதிர்வினைக்குள் நுழைவதற்கு இருக்க வேண்டிய குறைந்தபட்ச ஆற்றல் ஆகும். செயல்படுத்தும் ஆற்றல் பொதுவாக ஜூல்களில் அளவிடப்படுகிறது மற்றும் இது ஒரு மூலக்கூறுக்கு அல்ல (இது மிகச் சிறிய மதிப்பு), ஆனால் ஒரு பொருளின் மோலுக்கு குறிப்பிடப்படுகிறது மற்றும் J/mol அல்லது kJ/mol அலகுகளில் வெளிப்படுத்தப்படுகிறது. மோதும் மூலக்கூறுகளின் ஆற்றல் செயல்படுத்தும் ஆற்றலை விட குறைவாக இருந்தால், எதிர்வினை நடைபெறாது, ஆனால் அது சமமாகவோ அல்லது அதிகமாகவோ இருந்தால், மூலக்கூறுகள் வினைபுரியும்.

வெவ்வேறு எதிர்வினைகளுக்கான செயல்படுத்தும் ஆற்றல்கள் சோதனை முறையில் தீர்மானிக்கப்படுகின்றன (வெப்பநிலை மீதான எதிர்வினை வீதத்தின் சார்பிலிருந்து). செயல்படுத்தும் ஆற்றல் மிகவும் பரந்த அளவில் மாறுபடும் - சில முதல் பல நூறு kJ/mol வரை. எடுத்துக்காட்டாக, 2NO 2 → N 2 O 4 எதிர்வினைக்கு செயல்படுத்தும் ஆற்றல் பூஜ்ஜியத்திற்கு அருகில் உள்ளது, 2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2 வினைக்கு அக்வஸ் கரைசல்களில் ஈ a = 73 kJ/mol, ஈத்தேன் எத்திலீன் மற்றும் ஹைட்ரஜனாக வெப்பச் சிதைவுக்கு ஈ a = 306 kJ/mol.

பெரும்பாலான இரசாயன எதிர்வினைகளின் செயல்படுத்தும் ஆற்றல் மூலக்கூறுகளின் சராசரி இயக்க ஆற்றலைக் கணிசமாக மீறுகிறது, இது அறை வெப்பநிலையில் சுமார் 4 kJ/mol மட்டுமே மற்றும் 1000 ° C வெப்பநிலையில் கூட 16 kJ/mol ஐ தாண்டாது. எனவே, வினைபுரிய, மூலக்கூறுகள் பொதுவாக சராசரியை விட அதிக வேகத்தைக் கொண்டிருக்க வேண்டும். உதாரணமாக, வழக்கில் ஈசிறிய மூலக்கூறு எடையின் a = 200 kJ/mol மோதும் மூலக்கூறுகள் 2.5 km/s வரிசையின் வேகத்தைக் கொண்டிருக்க வேண்டும் (செயல்படுத்தும் ஆற்றல் 20 ° C இல் மூலக்கூறுகளின் சராசரி ஆற்றலை விட 25 மடங்கு அதிகமாகும்). இது ஒரு பொதுவான விதி: பெரும்பாலான வேதியியல் எதிர்வினைகளுக்கு, செயல்படுத்தும் ஆற்றல் மூலக்கூறுகளின் சராசரி இயக்க ஆற்றலைக் கணிசமாக மீறுகிறது.

தொடர்ச்சியான மோதல்களின் விளைவாக ஒரு மூலக்கூறு பெரிய ஆற்றலைக் குவிப்பதற்கான நிகழ்தகவு மிகவும் சிறியது: அத்தகைய செயல்முறைக்கு தொடர்ச்சியான "வெற்றிகரமான" மோதல்களின் மகத்தான எண்ணிக்கை தேவைப்படுகிறது, இதன் விளைவாக மூலக்கூறு அதை இழக்காமல் ஆற்றலை மட்டுமே பெறுகிறது. . எனவே, பல எதிர்விளைவுகளுக்கு, மூலக்கூறுகளின் ஒரு சிறிய பகுதியே தடையை கடக்க போதுமான ஆற்றலைக் கொண்டுள்ளது. இந்த பங்கு, அர்ஹீனியஸ் கோட்பாட்டின்படி, சூத்திரத்தால் தீர்மானிக்கப்படுகிறது: a = e – ஈஒரு/ RT = 10 –ஈ a/2.3 RT ~ 10 –ஈ a/19 டி, எங்கே ஆர்= 8.31 ஜே/(மோல் . TO). சூத்திரத்திலிருந்து, ஆற்றல் கொண்ட மூலக்கூறுகளின் விகிதம் பின்வருமாறு ஈ a, செயலில் உள்ள மோதல்களின் பின்னம் a, செயல்படுத்தும் ஆற்றல் மற்றும் வெப்பநிலை இரண்டையும் மிகவும் வலுவாகச் சார்ந்துள்ளது. உதாரணமாக, ஒரு எதிர்வினைக்கு ஈஅறை வெப்பநிலையில் a = 200 kJ/mol ( டி~ 300 K) செயலில் உள்ள மோதல்களின் பின்னம் மிகக் குறைவு: a = 10 –200000/(19 , 300) ~ 10 –35 . மேலும் ஒரு பாத்திரத்தில் ஒவ்வொரு நொடியும் A மற்றும் B மூலக்கூறுகளின் 7·10 30 மோதல்கள் இருந்தால், எதிர்வினை நடைபெறாது என்பது தெளிவாகிறது.

நீங்கள் முழுமையான வெப்பநிலையை இரட்டிப்பாக்கினால், அதாவது. கலவையை 600 K (327 ° C) க்கு சூடாக்கவும்; இந்த வழக்கில், செயலில் உள்ள மோதல்களின் விகிதம் கூர்மையாக அதிகரிக்கும்: a = 10 –200000/(19 , 600) ~ 4·10 –18 . இவ்வாறு, வெப்பநிலையில் 2 மடங்கு அதிகரிப்பு செயலில் மோதல்களின் விகிதத்தை 4 · 10 17 மடங்கு அதிகரித்துள்ளது. இப்போது தோராயமாக 7·10 30 மோதல்களின் மொத்த எண்ணிக்கையில் ஒவ்வொரு நொடியும் 7·10 30 ·4·10 –18 ~ 3·10 13 என்ற எதிர்வினையை ஏற்படுத்தும். ஒவ்வொரு நொடியும் 3·10 13 மூலக்கூறுகள் மறைந்துவிடும் (தோராயமாக 10 22 இல்) அத்தகைய எதிர்வினை, மிக மெதுவாக இருந்தாலும், இன்னும் நிகழ்கிறது. இறுதியாக, 1000 K (727° C) வெப்பநிலையில் a ~ 3·10 –11 (ஒவ்வொரு 30 பில்லியன் மோதல்களில் கொடுக்கப்பட்ட எதிர்வினை மூலக்கூறில், ஒன்று எதிர்வினையில் விளைகிறது). இது ஏற்கனவே நிறைய உள்ளது, ஏனெனில் 1 s 7 10 30 3 10 –11 = 2 10 20 மூலக்கூறுகள் எதிர்வினைக்குள் நுழையும், மேலும் அத்தகைய எதிர்வினை பல நிமிடங்களில் நடக்கும் (மோதல்களின் அதிர்வெண் குறைவதை கணக்கில் எடுத்துக்கொள்வது எதிர்வினைகளின் செறிவு குறைதல்).

வெப்பநிலையை அதிகரிப்பது ஒரு எதிர்வினையின் வீதத்தை ஏன் அதிகரிக்க முடியும் என்பது இப்போது தெளிவாகிறது. மூலக்கூறுகளின் சராசரி வேகம் (மற்றும் ஆற்றல்) அதிகரிக்கும் வெப்பநிலையுடன் சிறிது அதிகரிக்கிறது, ஆனால் "வேகமான" (அல்லது "செயலில்") மூலக்கூறுகளின் விகிதம் போதுமான அளவு இயக்கம் அல்லது எதிர்வினை ஏற்படுவதற்கு போதுமான அதிர்வு ஆற்றலைக் கொண்டுள்ளது.

எதிர்வினை வீதத்தின் கணக்கீடு, மொத்த மோதல்களின் எண்ணிக்கை மற்றும் செயலில் உள்ள மூலக்கூறுகளின் பகுதியை (அதாவது, செயல்படுத்தும் ஆற்றல்) கணக்கில் எடுத்துக்கொள்வது, பெரும்பாலும் சோதனைத் தரவுகளுடன் திருப்திகரமான உடன்பாட்டை அளிக்கிறது. இருப்பினும், பல எதிர்விளைவுகளுக்கு சோதனை ரீதியாக கவனிக்கப்பட்ட விகிதம் மோதல் கோட்பாட்டின் மூலம் கணக்கிடப்பட்டதை விட குறைவாக இருக்கும். ஒரு எதிர்வினை ஏற்பட, மோதல் வெற்றிகரமாக இருக்க வேண்டும், ஆனால் "வடிவியல் ரீதியாக", அதாவது, மோதலின் தருணத்தில் மூலக்கூறுகள் ஒரு குறிப்பிட்ட வழியில் ஒருவருக்கொருவர் தொடர்புடையதாக இருக்க வேண்டும். . எனவே, மோதல் கோட்பாட்டைப் பயன்படுத்தி எதிர்வினை விகிதங்களைக் கணக்கிடும்போது, ​​ஆற்றல் காரணிக்கு கூடுதலாக, கொடுக்கப்பட்ட எதிர்வினைக்கான ஸ்டெரிக் (ஸ்பேஷியல்) காரணியும் கணக்கில் எடுத்துக்கொள்ளப்படுகிறது.

அர்ஹீனியஸ் சமன்பாடு.

வெப்பநிலையின் எதிர்வினை வீதத்தின் சார்பு பொதுவாக அர்ஹீனியஸ் சமன்பாட்டால் விவரிக்கப்படுகிறது, அதன் எளிய வடிவத்தில் இது எழுதப்படலாம் v = v 0 a = v 0 இ - ஈஒரு/ RT, எங்கே v 0 என்பது பூஜ்ஜிய செயல்படுத்தும் ஆற்றலில் எதிர்வினை கொண்டிருக்கும் வேகம் (உண்மையில், இது ஒரு யூனிட் தொகுதிக்கு மோதல்களின் அதிர்வெண் ஆகும்). ஏனெனில் v 0 பலவீனமாக வெப்பநிலையைப் பொறுத்தது, அனைத்தும் இரண்டாவது காரணியால் தீர்மானிக்கப்படுகிறது - அதிவேக: அதிகரிக்கும் வெப்பநிலையுடன் இந்த காரணி விரைவாக அதிகரிக்கிறது, மேலும் வேகமாக செயல்படுத்தும் ஆற்றல் அதிகமாகும் ஈஏ. வெப்பநிலையின் மீதான எதிர்வினை வீதத்தின் இந்த சார்பு அர்ஹீனியஸ் சமன்பாடு என்று அழைக்கப்படுகிறது, இது வேதியியல் இயக்கவியலில் மிக முக்கியமான ஒன்றாகும். எதிர்வினை விகிதத்தில் வெப்பநிலையின் விளைவை தோராயமாக மதிப்பிடுவதற்கு, "வான்ட் ஹாஃப் விதி" என்று அழைக்கப்படுவது சில நேரங்களில் பயன்படுத்தப்படுகிறது ( செ.மீ. வான்ட் ஹாஃப் விதி).

ஒரு எதிர்வினை அர்ஹீனியஸ் சமன்பாட்டிற்குக் கீழ்ப்படிந்தால், அதன் விகிதத்தின் மடக்கை (உதாரணமாக, ஆரம்ப தருணத்தில் அளவிடப்படுகிறது) நேர்கோட்டில் முழுமையான வெப்பநிலையை சார்ந்து இருக்க வேண்டும், அதாவது, ln இன் சதி v 1/இலிருந்து டிநேராக இருக்க வேண்டும். இந்த வரியின் சாய்வு எதிர்வினையின் செயல்படுத்தும் ஆற்றலுக்கு சமம். அத்தகைய வரைபடத்தைப் பயன்படுத்தி, கொடுக்கப்பட்ட வெப்பநிலையில் எதிர்வினை வீதம் என்னவாக இருக்கும் அல்லது கொடுக்கப்பட்ட வேகத்தில் எந்த வெப்பநிலையில் எதிர்வினை தொடரும் என்பதை நீங்கள் கணிக்க முடியும்.

அர்ஹீனியஸ் சமன்பாட்டைப் பயன்படுத்துவதற்கான பல நடைமுறை எடுத்துக்காட்டுகள்.

1. உறைந்த பொருளின் பேக்கேஜிங், குளிர்சாதனப் பெட்டி அலமாரியில் (5°C) 24 மணி நேரம், ஒரு நட்சத்திரம் (–6°C) என்று குறிக்கப்பட்ட உறைவிப்பான் பெட்டியில் ஒரு வாரம், இரண்டு நட்சத்திரங்கள் (– 12°C) ஒரு மாதத்திற்கு , மற்றும் ஒரு *** குறியீடு கொண்ட உறைவிப்பான் (அதில் வெப்பநிலை –18° C) – 3 மாதங்கள். தயாரிப்பு கெட்டுப்போகும் விகிதம் உத்தரவாதமான அடுக்கு வாழ்க்கைக்கு நேர்மாறான விகிதாச்சாரத்தில் இருக்கும் என்று வைத்துக்கொள்வோம் டி xp, ln ஆயங்களில் டி xp, 1/ டிஅர்ஹீனியஸ் சமன்பாட்டின்படி நாம் ஒரு நேர்கோட்டைப் பெறுகிறோம். அதிலிருந்து நீங்கள் கொடுக்கப்பட்ட தயாரிப்பு (சுமார் 115 kJ/mol) கெட்டுப்போவதற்கு வழிவகுக்கும் உயிர்வேதியியல் எதிர்வினைகளின் செயல்படுத்தும் ஆற்றலைக் கணக்கிடலாம். அதே வரைபடத்திலிருந்து, தயாரிப்பு எந்த வெப்பநிலையில் குளிர்விக்கப்பட வேண்டும் என்பதைக் கண்டறியலாம், அதனால் அதை சேமிக்க முடியும், எடுத்துக்காட்டாக, 3 ஆண்டுகள்; இது -29 ° C ஆக இருக்கும்.

2. மலைகளில் முட்டையை வேகவைப்பது கடினம் என்பதை மலையேறுபவர்கள் அறிவார்கள், அல்லது பொதுவாக அதிக அல்லது குறைவான நீண்ட கொதி தேவைப்படும் எந்த உணவையும் வேகவைப்பது கடினம். தர ரீதியாக, இதற்கான காரணம் தெளிவாக உள்ளது: வளிமண்டல அழுத்தம் குறைவதால், நீரின் கொதிநிலை குறைகிறது. அர்ஹீனியஸ் சமன்பாட்டைப் பயன்படுத்தி, மெக்சிகோ நகரத்தில் 2265 மீ உயரத்தில் உள்ள முட்டையை கடின வேகவைக்க எவ்வளவு நேரம் ஆகும் என்பதை நீங்கள் கணக்கிடலாம், அங்கு சாதாரண அழுத்தம் 580 மிமீ எச்ஜி, மற்றும் குறைந்த அழுத்தத்தில் தண்ணீர் 93 ° C இல் கொதிக்கிறது புரதம் "மடிப்பு" (டினாடரேஷன்) எதிர்வினைக்கான செயல்படுத்தும் ஆற்றல் அளவிடப்பட்டது மற்றும் பல இரசாயன எதிர்வினைகளுடன் ஒப்பிடும்போது மிகப் பெரியதாக மாறியது - சுமார் 400 kJ/mol (இது வெவ்வேறு புரதங்களுக்கு சற்று வேறுபடலாம்). இந்த வழக்கில், வெப்பநிலையை 100 முதல் 93 ° C வரை (அதாவது, 373 முதல் 366 K வரை) குறைப்பது எதிர்வினையை 10 (400000/19) (1/366 - 1/373) = 11.8 மடங்கு குறைக்கும். இதனால்தான் மலைப்பகுதிகளில் வசிப்பவர்கள் சமைப்பதை விட வறுக்கப்படும் உணவை விரும்புகிறார்கள்: ஒரு வாணலியின் வெப்பநிலை, கொதிக்கும் நீரின் வெப்பநிலையைப் போலல்லாமல், வளிமண்டல அழுத்தத்தை சார்ந்தது அல்ல.

3. ஒரு பிரஷர் குக்கரில், உணவு அதிகரித்த அழுத்தத்தில் சமைக்கப்படுகிறது, எனவே, தண்ணீர் அதிகரித்த கொதிநிலையில். இது ஒரு வழக்கமான நீண்ட கை கொண்ட உலோக கலம், மாட்டிறைச்சி 2-3 மணி நேரம் சமைக்கப்படும் என்று அறியப்படுகிறது, மற்றும் 10-15 நிமிடங்கள் ஆப்பிள் compote. இரண்டு செயல்முறைகளும் ஒரே மாதிரியான செயல்படுத்தும் ஆற்றல்களைக் கொண்டிருப்பதைக் கருத்தில் கொண்டு (சுமார் 120 kJ/mol), 118 ° C இல் உள்ள பிரஷர் குக்கரில், இறைச்சி 25-30 நிமிடங்களுக்கு சமைக்கப்படும், மேலும் 2 நிமிடங்களுக்கு மட்டுமே கம்போட் என்று கணக்கிடுவதற்கு அர்ஹீனியஸ் சமன்பாட்டைப் பயன்படுத்தலாம்.

இரசாயனத் தொழிலுக்கு அர்ஹீனியஸ் சமன்பாடு மிகவும் முக்கியமானது. ஒரு வெப்ப எதிர்வினை நிகழும்போது, ​​வெளியிடப்பட்ட வெப்ப ஆற்றல் சுற்றுச்சூழலை மட்டுமல்ல, எதிர்வினைகளையும் வெப்பப்படுத்துகிறது. இது எதிர்வினையின் விரும்பத்தகாத விரைவான முடுக்கம் ஏற்படலாம். அதிகரிக்கும் வெப்பநிலையுடன் எதிர்வினை வீதம் மற்றும் வெப்ப வெளியீட்டு வீதத்தில் ஏற்படும் மாற்றத்தைக் கணக்கிடுவது வெப்ப வெடிப்பைத் தவிர்க்க அனுமதிக்கிறது ( செ.மீ. வெடிபொருட்கள்).

எதிர்வினைகளின் செறிவு மீதான எதிர்வினை வீதத்தின் சார்பு.

பெரும்பாலான எதிர்வினைகளின் வீதம் காலப்போக்கில் படிப்படியாக குறைகிறது. இந்த முடிவு மோதல் கோட்பாட்டுடன் நல்ல உடன்பாட்டில் உள்ளது: எதிர்வினை தொடரும் போது, ​​தொடக்கப் பொருட்களின் செறிவு குறைகிறது, மேலும் அவற்றுக்கிடையேயான மோதல்களின் அதிர்வெண் குறைகிறது; அதன்படி, செயலில் உள்ள மூலக்கூறுகளின் மோதல்களின் அதிர்வெண் குறைகிறது. இது எதிர்வினை வீதத்தில் குறைவதற்கு வழிவகுக்கிறது. இரசாயன இயக்கவியலின் அடிப்படை விதிகளில் ஒன்றின் சாராம்சம் இதுவாகும்: ஒரு வேதியியல் எதிர்வினை விகிதம் வினைபுரியும் மூலக்கூறுகளின் செறிவுக்கு விகிதாசாரமாகும். கணித ரீதியாக, இதை சூத்திரமாக எழுதலாம் v = கே[A][B], எங்கே கே- எதிர்வினை வீத மாறிலி எனப்படும் மாறிலி. கொடுக்கப்பட்ட சமன்பாடு இரசாயன எதிர்வினை வீத சமன்பாடு அல்லது இயக்கச் சமன்பாடு என்று அழைக்கப்படுகிறது. இந்த எதிர்வினைக்கான விகித மாறிலி எதிர்வினைகளின் செறிவு மற்றும் நேரத்தைச் சார்ந்தது அல்ல, ஆனால் இது அர்ஹீனியஸ் சமன்பாட்டின் படி வெப்பநிலையைப் பொறுத்தது: கே = கே 0 இ - ஈஒரு/ RT .

எளிமையான வேக சமன்பாடு v = கேமூலக்கூறுகள் (அல்லது பிற துகள்கள், எடுத்துக்காட்டாக, அயனிகள்) A, மூலக்கூறுகள் B உடன் மோதும்போது, ​​நேரடியாக எதிர்வினை தயாரிப்புகளாக மாறும் போது [A][B] எப்போதும் உண்மையாக இருக்கும். இத்தகைய எதிர்வினைகள், ஒரு கட்டத்தில் நிகழும் (வேதியியல் வல்லுநர்கள் சொல்வது போல், ஒரு கட்டத்தில்), அடிப்படை எதிர்வினைகள் என்று அழைக்கப்படுகின்றன. அத்தகைய எதிர்வினைகள் சில உள்ளன. பெரும்பாலான எதிர்வினைகள் (H 2 + I 2 ® 2HI போன்ற எளிமையானவை கூட) அடிப்படையானவை அல்ல, எனவே, அத்தகைய எதிர்வினையின் ஸ்டோச்சியோமெட்ரிக் சமன்பாட்டின் அடிப்படையில், அதன் இயக்கச் சமன்பாட்டை எழுத முடியாது.

இயக்கச் சமன்பாட்டை இரண்டு வழிகளில் பெறலாம்: சோதனை ரீதியாக - ஒவ்வொரு வினைபொருளின் செறிவு மீதான எதிர்வினை வீதத்தின் சார்புநிலையை தனித்தனியாக அளவிடுவதன் மூலம், மற்றும் கோட்பாட்டளவில் - விரிவான எதிர்வினை வழிமுறை தெரிந்தால். பெரும்பாலும் (ஆனால் எப்போதும் இல்லை) இயக்கச் சமன்பாடு வடிவத்தைக் கொண்டுள்ளது v = கே[A] எக்ஸ்[B] ஒய், எங்கே எக்ஸ்மற்றும் ஒய்எதிர்வினை ஆர்டர்கள் A மற்றும் B க்கான எதிர்வினை ஆர்டர்கள் என்று அழைக்கப்படுகின்றன. பொதுவாக இந்த ஆர்டர்கள் முழு எண் மற்றும் பின்னம், நேர்மறை மற்றும் எதிர்மறையாக இருக்கலாம். எடுத்துக்காட்டாக, அசிடால்டிஹைடு CH 3 CHO ® CH 4 + CO இன் வெப்பச் சிதைவின் எதிர்வினைக்கான இயக்கச் சமன்பாடு வடிவம் கொண்டது v = கே 1.5, அதாவது எதிர்வினை ஒன்றரை வரிசையில் உள்ளது. சில நேரங்களில் ஸ்டோச்சியோமெட்ரிக் குணகங்கள் மற்றும் எதிர்வினை ஆர்டர்களின் சீரற்ற தற்செயல் சாத்தியமாகும். எனவே, H 2 + I 2 ® 2HI எதிர்வினை ஹைட்ரஜன் மற்றும் அயோடின் இரண்டிலும் முதல் வரிசையாகும், அதாவது அதன் இயக்கச் சமன்பாடு வடிவத்தைக் கொண்டுள்ளது என்பதை சோதனை காட்டுகிறது. v = கே(இதனால்தான் இந்த எதிர்வினை பல தசாப்தங்களாக ஆரம்பநிலையாகக் கருதப்பட்டது, அதன் சிக்கலான வழிமுறை 1967 இல் நிரூபிக்கப்படும் வரை).

இயக்கச் சமன்பாடு தெரிந்தால், அதாவது. எதிர்வினை வீதம் ஒவ்வொரு தருணத்திலும் எதிர்வினைகளின் செறிவுகளை எவ்வாறு சார்ந்துள்ளது என்பது அறியப்படுகிறது, மேலும் விகித மாறிலி அறியப்படுகிறது, பின்னர் எதிர்வினைகள் மற்றும் எதிர்வினை தயாரிப்புகளின் செறிவுகளின் நேரத்தைச் சார்ந்திருப்பதைக் கணக்கிட முடியும், அதாவது. கோட்பாட்டளவில் அனைத்து இயக்க வளைவுகளையும் பெறுங்கள். இத்தகைய கணக்கீடுகளுக்கு, உயர் கணிதம் அல்லது கணினி கணக்கீடுகளின் முறைகள் பயன்படுத்தப்படுகின்றன, மேலும் அவை எந்த அடிப்படை சிரமங்களையும் அளிக்காது.

மறுபுறம், சோதனை ரீதியாக பெறப்பட்ட இயக்கவியல் சமன்பாடு எதிர்வினை பொறிமுறையை தீர்மானிக்க உதவுகிறது, அதாவது. எளிய (ஆரம்ப) எதிர்வினைகளின் தொகுப்பைப் பற்றி. எதிர்வினை வழிமுறைகளை தெளிவுபடுத்துவது வேதியியல் இயக்கவியலின் மிக முக்கியமான பணியாகும். இது மிகவும் கடினமான பணியாகும், ஏனெனில் வெளித்தோற்றத்தில் எளிமையான எதிர்வினையின் பொறிமுறையானது பல அடிப்படை நிலைகளை உள்ளடக்கியது.

எதிர்வினை பொறிமுறையைத் தீர்மானிப்பதற்கான இயக்க முறைகளின் பயன்பாடு, அல்கைல் ஹைலைடுகளின் அல்கலைன் ஹைட்ரோலிசிஸின் உதாரணத்தைப் பயன்படுத்தி ஆல்கஹால்களை உருவாக்குவதை விளக்கலாம்: RX + OH – → ROH + X – . R = CH 3, C 2 H 5 போன்றவற்றுக்கு இது சோதனை முறையில் கண்டுபிடிக்கப்பட்டது. மற்றும் X = Cl, எதிர்வினை வீதம் எதிர்வினைகளின் செறிவுகளுக்கு நேரடியாக விகிதாசாரமாகும், அதாவது. ஹாலைடு RX ஐப் பொறுத்தமட்டில் முதல் வரிசையையும் காரத்தைப் பொறுத்தமட்டில் முதல் வரிசையையும் கொண்டுள்ளது, மேலும் இயக்கச் சமன்பாடு வடிவத்தைக் கொண்டுள்ளது v = கே 1 . மூன்றாம் நிலை அல்கைல் அயோடைடுகளில் (R = (CH 3) 3 C, X = I), RX இல் வரிசை முதலில் உள்ளது, மற்றும் காரத்தில் இது பூஜ்ஜியம்: v = கே 2. இடைநிலை நிகழ்வுகளில், எடுத்துக்காட்டாக, ஐசோபிரைல் புரோமைடு (R = (CH 3) 2 CH, X = Br), எதிர்வினை மிகவும் சிக்கலான இயக்கவியல் சமன்பாட்டால் விவரிக்கப்படுகிறது: v = கே 1 + கே 2. இந்த இயக்கவியல் தரவுகளின் அடிப்படையில், அத்தகைய எதிர்வினைகளின் வழிமுறைகள் பற்றி பின்வரும் முடிவு எடுக்கப்பட்டது.

முதல் வழக்கில், OH - அயனிகளுடன் (SN 2 பொறிமுறை என்று அழைக்கப்படும்) ஆல்கஹால் மூலக்கூறுகளின் நேரடி மோதலின் மூலம் எதிர்வினை ஒரு கட்டத்தில் நிகழ்கிறது. இரண்டாவது வழக்கில், எதிர்வினை இரண்டு நிலைகளில் நிகழ்கிறது. முதல் நிலை அல்கைல் அயோடைடை இரண்டு அயனிகளாக மெதுவாகப் பிரிப்பது: RI → R + + I – . இரண்டாவது அயனிகளுக்கு இடையே மிக விரைவான எதிர்வினை: R + + OH - → ROH. மொத்த வினையின் வீதம் மெதுவான (கட்டுப்படுத்துதல்) நிலையை மட்டுமே சார்ந்துள்ளது, எனவே இது கார செறிவைச் சார்ந்து இல்லை; எனவே காரத்தில் பூஜ்ஜிய வரிசை (SN 1 பொறிமுறை). இரண்டாம் நிலை அல்கைல் புரோமைடுகளின் விஷயத்தில், இரண்டு வழிமுறைகளும் ஒரே நேரத்தில் நிகழ்கின்றன, எனவே இயக்கச் சமன்பாடு மிகவும் சிக்கலானது.

இல்யா லீன்சன்

இலக்கியம்:

வேதியியல் செயல்முறையின் கோட்பாட்டின் வரலாறு. எம்., நௌகா, 1981
லீன்சன் ஐ.ஏ. இரசாயன எதிர்வினைகள். எம்., ஏஎஸ்டி - ஆஸ்ட்ரல், 2002



இரசாயன எதிர்வினை விகிதம்

இரசாயன எதிர்வினை விகிதம்ஒரு யூனிட் நேரத்திற்கு எதிர்வினைகளில் ஒன்றின் மோலார் செறிவு மாற்றம் என வரையறுக்கப்படுகிறது. ஒரு இரசாயன எதிர்வினை வீதம் எப்போதும் நேர்மறை மதிப்பாகும், எனவே அது தொடக்கப் பொருளால் தீர்மானிக்கப்பட்டால் (எதிர்வினையின் போது அதன் செறிவு குறைகிறது), அதன் விளைவாக வரும் மதிப்பு -1 ஆல் பெருக்கப்படுகிறது.
எடுத்துக்காட்டாக, ஒரு எதிர்வினைக்கு, வேகத்தை பின்வருமாறு வெளிப்படுத்தலாம்:

1865 இல் என்.என். பெகெடோவ் மற்றும் 1867 இல் கே.எம். குல்ட்பெர்க் மற்றும் பி. வேஜ் ஆகியோர் வெகுஜன நடவடிக்கை விதியை வகுத்தனர், அதன் படி ஒவ்வொரு தருணத்திலும் ஒரு இரசாயன எதிர்வினையின் வீதம் சில சக்திகளுக்கு உயர்த்தப்பட்ட வினைகளின் செறிவுகளுக்கு விகிதாசாரமாகும். செறிவு கூடுதலாக, ஒரு வேதியியல் எதிர்வினை விகிதம் பின்வரும் காரணிகளால் பாதிக்கப்படுகிறது: வினைபுரியும் பொருட்களின் தன்மை, ஒரு வினையூக்கியின் இருப்பு, வெப்பநிலை (வான்ட் ஹாஃப் விதி) மற்றும் வினைபுரியும் பொருட்களின் மேற்பரப்பு.

இரசாயன எதிர்வினை வரிசை

கொடுக்கப்பட்ட பொருளுக்கான எதிர்வினையின் வரிசை என்பது எதிர்வினையின் இயக்கச் சமன்பாட்டில் இந்த பொருளின் செறிவில் உள்ள அடுக்கு ஆகும்.

மாறுதல் நிலை

வினையூக்கம்

வினையூக்கம் என்பது வினையூக்கிகள் எனப்படும் பொருட்களின் முன்னிலையில் இரசாயன எதிர்வினைகளின் விகிதத்தை மாற்றுவதை உள்ளடக்கிய ஒரு செயல்முறையாகும்.
வினையூக்கிகள் ஒரு இரசாயன எதிர்வினையின் விகிதத்தை மாற்றும் பொருட்கள் ஆகும், அவை ஒரு எதிர்வினையில் பங்கேற்கலாம், இடைநிலை தயாரிப்புகளின் பகுதியாக இருக்கலாம், ஆனால் இறுதி எதிர்வினை தயாரிப்புகளின் பகுதியாக இல்லை மற்றும் எதிர்வினை முடிந்த பிறகு மாறாமல் இருக்கும்.
வினையூக்கி எதிர்வினைகள் வினையூக்கிகளின் முன்னிலையில் ஏற்படும் எதிர்வினைகள்.

எதிர்வினை விகிதம் அதிகரிக்கும் போது வினையூக்கம் நேர்மறை என்றும், அது குறையும் போது எதிர்மறை (தடுப்பு) என்றும் அழைக்கப்படுகிறது. நைட்ரிக் அமிலத்தை உருவாக்க பிளாட்டினத்தில் அம்மோனியாவின் ஆக்சிஜனேற்றம் நேர்மறை வினையூக்கத்திற்கு ஒரு எடுத்துக்காட்டு. சோடியம் நைட்ரைட், பொட்டாசியம் குரோமேட் மற்றும் டைக்ரோமேட் ஆகியவை உலோகம் பயன்படுத்தப்படும் திரவத்தில் அறிமுகப்படுத்தப்படும்போது அரிப்பு வீதத்தைக் குறைப்பது எதிர்மறையின் ஒரு எடுத்துக்காட்டு.
இரசாயன எதிர்வினையை மெதுவாக்கும் வினையூக்கிகள் தடுப்பான்கள் என்று அழைக்கப்படுகின்றன.
வினையூக்கியானது எதிர்வினைகளின் அதே கட்டத்தில் உள்ளதா அல்லது ஒரு சுயாதீனமான கட்டத்தை உருவாக்குகிறதா என்பதைப் பொறுத்து, நாம் ஒரே மாதிரியான அல்லது பன்முகத்தன்மை கொண்ட வினையூக்கத்தைப் பற்றி பேசுகிறோம்.
அயோடின் அயனிகளின் முன்னிலையில் ஹைட்ரஜன் பெராக்சைட்டின் சிதைவு ஒரே மாதிரியான வினையூக்கத்திற்கு ஒரு எடுத்துக்காட்டு. எதிர்வினை இரண்டு நிலைகளில் நிகழ்கிறது:
H O + I = H O + IO
H O + IO = H O + O + I
ஒரே மாதிரியான வினையூக்கத்தில், வினையூக்கியின் செயல் இடைநிலை சேர்மங்களை உருவாக்க வினைபுரியும் பொருட்களுடன் தொடர்புகொள்வதன் காரணமாகும், இது செயல்படுத்தும் ஆற்றல் குறைவதற்கு வழிவகுக்கிறது.
பன்முக வினையூக்கத்தில், செயல்முறையின் முடுக்கம் பொதுவாக ஒரு திடமான உடலின் மேற்பரப்பில் நிகழ்கிறது - வினையூக்கி, எனவே வினையூக்கியின் செயல்பாடு அதன் மேற்பரப்பின் அளவு மற்றும் பண்புகளைப் பொறுத்தது. நடைமுறையில், வினையூக்கியானது பொதுவாக ஒரு திடமான நுண்துளை ஆதரவில் ஆதரிக்கப்படுகிறது. ஒரே மாதிரியான வினையூக்கத்தை விட பன்முக வினையூக்கத்தின் வழிமுறை மிகவும் சிக்கலானது.
பன்முக வினையூக்கத்தின் பொறிமுறையானது ஐந்து நிலைகளை உள்ளடக்கியது, இவை அனைத்தும் மீளக்கூடியவை.
1. ஒரு திடப்பொருளின் மேற்பரப்பில் வினைபுரியும் பொருட்களின் பரவல்.
2. வினைபுரியும் மூலக்கூறுகளின் திடப்பொருளின் மேற்பரப்பின் செயலில் உள்ள மையங்களில் இயற்பியல் உறிஞ்சுதல் மற்றும் பின்னர் அவற்றின் வேதியியல் உறிஞ்சுதல்.
3. வினைபுரியும் மூலக்கூறுகளுக்கு இடையே இரசாயன எதிர்வினை.
4. வினையூக்கி மேற்பரப்பில் இருந்து தயாரிப்புகளின் சிதைவு.
5. வினையூக்கியின் மேற்பரப்பில் இருந்து பொது ஓட்டத்தில் உற்பத்தியின் பரவல்.
சல்பூரிக் அமிலம் (தொடர்பு முறை) உற்பத்தியில் VO வினையூக்கியின் மீது SO முதல் SO வரையிலான ஆக்சிஜனேற்றம் என்பது பன்முக வினையூக்கத்தின் ஒரு எடுத்துக்காட்டு.
ஊக்குவிப்பாளர்கள் (அல்லது ஆக்டிவேட்டர்கள்) என்பது வினையூக்கியின் செயல்பாட்டை அதிகரிக்கும் பொருட்கள். இந்த விஷயத்தில், ஊக்குவிப்பாளர்கள் வினையூக்கி பண்புகளை கொண்டிருக்க மாட்டார்கள்.
வினையூக்கி விஷங்கள் எதிர்வினை கலவையில் உள்ள வெளிநாட்டு அசுத்தங்கள், இது வினையூக்கி செயல்பாட்டின் பகுதி அல்லது முழுமையான இழப்புக்கு வழிவகுக்கிறது. இதனால், ஆர்சனிக் மற்றும் பாஸ்பரஸின் தடயங்கள் வினையூக்கியால் VO செயல்பாட்டின் விரைவான இழப்பை ஏற்படுத்துகின்றன (HSO உற்பத்திக்கான தொடர்பு முறை).
சல்பூரிக் அமிலம், அம்மோனியா, நைட்ரிக் அமிலம், செயற்கை ரப்பர், பல பாலிமர்கள் போன்ற பல முக்கியமான இரசாயன உற்பத்திகள் வினையூக்கிகளின் முன்னிலையில் மேற்கொள்ளப்படுகின்றன.
தாவர மற்றும் விலங்கு உயிரினங்களில் உயிர்வேதியியல் எதிர்வினைகள் உயிர்வேதியியல் வினையூக்கிகள் - என்சைம்கள் மூலம் துரிதப்படுத்தப்படுகின்றன.
செயல்முறை வேகம் இரசாயன உற்பத்தி உபகரணங்களின் உற்பத்தித்திறனை தீர்மானிக்கும் மிக முக்கியமான காரணியாகும். எனவே, விஞ்ஞான மற்றும் தொழில்நுட்ப புரட்சியால் வேதியியலுக்கு முன்வைக்கப்பட்ட முக்கிய பணிகளில் ஒன்று எதிர்வினைகளின் வீதத்தை அதிகரிப்பதற்கான வழிகளைத் தேடுவதாகும். நவீன வேதியியலின் மற்றொரு முக்கியமான பணி, ரசாயனப் பொருட்களின் உற்பத்தியின் அளவு கூர்மையாக அதிகரித்து வருவதால், ரசாயன மாற்றங்களை பயனுள்ள பொருட்களாகத் தேர்ந்தெடுப்பது, உமிழ்வு மற்றும் கழிவுகளின் அளவைக் குறைப்பது. இது சுற்றுச்சூழல் பாதுகாப்பு மற்றும் துரதிர்ஷ்டவசமாக இயற்கை வளங்களை மிகவும் பகுத்தறிவுடன் பயன்படுத்துவதோடு தொடர்புடையது.
இந்த இலக்குகள் அனைத்தையும் அடைய, சரியான வழிமுறைகள் தேவை, அத்தகைய வழிமுறைகள் முதன்மையாக வினையூக்கிகள். இருப்பினும், அவற்றைக் கண்டுபிடிப்பது அவ்வளவு எளிதானது அல்ல. நம்மைச் சுற்றியுள்ள பொருட்களின் உள் கட்டமைப்பைப் புரிந்து கொள்ளும் செயல்பாட்டில், விஞ்ஞானிகள் ஒரு குறிப்பிட்ட தரநிலையை நிறுவியுள்ளனர், மைக்ரோவேர்ல்ட் நிலைகளின் படிநிலை. எங்கள் புத்தகத்தில் விவரிக்கப்பட்டுள்ள உலகம் மூலக்கூறுகளின் உலகம், இதன் பரஸ்பர மாற்றங்கள் வேதியியலின் பொருளாக அமைகின்றன. வேதியியல் அனைத்திலும் நாங்கள் ஆர்வமாக இருக்க மாட்டோம், ஆனால் அதன் ஒரு பகுதி மட்டுமே, மூலக்கூறுகளின் வேதியியல் கட்டமைப்பில் ஏற்படும் மாற்றங்களின் இயக்கவியல் ஆய்வுக்கு அர்ப்பணிக்கப்பட்டுள்ளது. மூலக்கூறுகள் அணுக்களிலிருந்து கட்டமைக்கப்படுகின்றன என்றும், பிந்தையது அணுக்கரு மற்றும் அதைச் சுற்றியுள்ள எலக்ட்ரான் ஷெல் ஆகியவற்றிலிருந்து உருவாக்கப்படுகின்றன என்றும் சொல்லத் தேவையில்லை; மூலக்கூறுகளின் பண்புகள் அவற்றின் உட்கூறு அணுக்களின் தன்மை மற்றும் ஒன்றோடொன்று இணைக்கும் வரிசையைப் பொறுத்தது, பொருட்களின் வேதியியல் மற்றும் இயற்பியல் பண்புகள் மூலக்கூறுகளின் பண்புகள் மற்றும் அவற்றின் ஒன்றோடொன்று இணைந்திருக்கும் தன்மையைப் பொறுத்தது. இவை அனைத்தும் பொதுவாக வாசகருக்குத் தெரியும் என்று நாங்கள் கருதுவோம், எனவே இரசாயன எதிர்வினைகளின் வீதத்தின் யோசனை தொடர்பான சிக்கல்களில் முக்கிய முக்கியத்துவம் இருக்கும்.
மூலக்கூறுகளின் பரஸ்பர மாற்றங்கள் மிகவும் வேறுபட்ட விகிதங்களில் நிகழ்கின்றன. எதிர்வினை மூலக்கூறுகளின் கலவையை சூடாக்கி அல்லது குளிர்விப்பதன் மூலம் விகிதத்தை மாற்றலாம். வெப்பமடையும் போது, ​​எதிர்வினை விகிதம் பொதுவாக அதிகரிக்கிறது, ஆனால் இது இரசாயன மாற்றங்களை துரிதப்படுத்துவதற்கான ஒரே வழி அல்ல. மற்றொரு, மிகவும் பயனுள்ள முறை உள்ளது - வினையூக்கி, பல்வேறு வகையான தயாரிப்புகளின் உற்பத்தியில் நம் காலத்தில் பரவலாகப் பயன்படுத்தப்படுகிறது.
வினையூக்கம் பற்றிய முதல் அறிவியல் கருத்துக்கள் பொருளின் கட்டமைப்பின் அணுக் கோட்பாட்டின் வளர்ச்சியுடன் ஒரே நேரத்தில் எழுந்தன. 1806 ஆம் ஆண்டில், நவீன அணுக் கோட்பாட்டின் நிறுவனர்களில் ஒருவரான டால்டன், மான்செஸ்டர் இலக்கிய மற்றும் தத்துவ சங்கத்தின் செயல்முறைகளில் பல விகிதங்களின் சட்டத்தை வகுத்த ஒரு வருடத்திற்குப் பிறகு, கிளெமென்ட் மற்றும் டெசோர்ம்ஸ் சல்பர் டை ஆக்சைடின் ஆக்சிஜனேற்றத்தின் முடுக்கம் பற்றிய விரிவான தரவுகளை வெளியிட்டனர். அறை வெப்பநிலையில் நைட்ரஜன் ஆக்சைடுகளின் இருப்பு சல்பூரிக் அமிலம். ஆறு ஆண்டுகளுக்குப் பிறகு, டெக்னாலஜி ஜர்னலில், கிர்ச்சோஃப் மாவுச்சத்தை குளுக்கோஸாக நீராற்பகுப்பு செய்வதில் நீர்த்த கனிம அமிலங்களின் விரைவான விளைவைப் பற்றிய தனது அவதானிப்புகளின் முடிவுகளை வழங்கினார். இந்த இரண்டு அவதானிப்புகளும் அந்த நேரத்தில் அசாதாரணமான இரசாயன நிகழ்வுகளின் சோதனை ஆய்வின் சகாப்தத்தைத் திறந்தன, இதற்கு ஸ்வீடிஷ் வேதியியலாளர் பெர்சிலியஸ் 1835 ஆம் ஆண்டில் "கேடலிசிஸ்" என்ற பொதுவான பெயரை கிரேக்க வார்த்தையான "கடலூ" என்பதிலிருந்து - அழிக்க என்று வழங்கினார். இது சுருக்கமாக, வினையூக்கத்தின் கண்டுபிடிப்பின் வரலாறு, இது நல்ல காரணத்துடன் இயற்கையின் அடிப்படை நிகழ்வுகளில் ஒன்றாக வகைப்படுத்தப்பட வேண்டும்.
இப்போது நாம் வினையூக்கத்தின் நவீன மற்றும் பொதுவாக ஏற்றுக்கொள்ளப்பட்ட வரையறையைக் கொடுக்க வேண்டும், பின்னர் வினையூக்க செயல்முறைகளின் சில பொதுவான வகைப்பாடுகளை வழங்க வேண்டும், ஏனெனில் எந்த சரியான அறிவியலும் இங்குதான் தொடங்குகிறது. உங்களுக்குத் தெரியும், "இயற்பியல் என்பது இயற்பியலாளர்கள் செய்வது (வேதியியல் பற்றியும் இதைச் சொல்லலாம்)." பெர்க்மேனின் இந்த அறிவுறுத்தலைப் பின்பற்றி, "வினையூக்கம் என்பது வேதியியலாளர்கள் மற்றும் இயற்பியலாளர்கள் இருவரும் செய்யும் ஒன்று" என்ற கூற்றுக்குள் ஒருவர் தன்னைத்தானே கட்டுப்படுத்திக் கொள்ளலாம். ஆனால், இயற்கையாகவே, அத்தகைய நகைச்சுவையான விளக்கம் போதாது, பெர்செலியஸின் காலத்திலிருந்தே, "வினையூக்கம்" என்ற கருத்துக்கு பல அறிவியல் வரையறைகள் கொடுக்கப்பட்டுள்ளன. எங்கள் கருத்துப்படி, சிறந்த வரையறையை ஜி.கே. வெரெஸ்கோவ் உருவாக்கியுள்ளார்: "வினையூக்க ரீதியாக, வினையூக்கிகள் இரசாயன எதிர்வினைகளின் தூண்டுதல் அல்லது பொருட்களின் செல்வாக்கின் கீழ் அவற்றின் வேகத்தில் ஏற்படும் மாற்றம் - எதிர்வினை பங்கேற்பாளர்களுடன் இடைநிலை வேதியியல் தொடர்புகளில் மீண்டும் மீண்டும் நுழையும் வினையூக்கிகள். இடைநிலை இடைவினைகளின் ஒவ்வொரு சுழற்சிக்கும் பிறகு அவற்றின் வேதியியல் கலவையை மீட்டெடுக்கவும் "
இந்த வரையறையின் விசித்திரமான விஷயம் அதன் இறுதிப் பகுதியாகும் - இரசாயன செயல்முறையை துரிதப்படுத்தும் பொருள் நுகரப்படுவதில்லை. ஒரு கனமான உடலின் இயக்கத்தை முடுக்கிவிட வேண்டியது அவசியம் என்றால், அது தள்ளப்படுகிறது, எனவே, ஆற்றல் இதற்கு செலவிடப்படுகிறது. அதிக ஆற்றல் செலவழிக்கப்படுவதால், உடல் அதிக வேகத்தைப் பெறுகிறது. வெறுமனே, செலவழிக்கப்பட்ட ஆற்றலின் அளவு உடலால் பெறப்பட்ட இயக்க ஆற்றலுக்கு சமமாக இருக்கும். இது இயற்கையின் அடிப்படை விதியை வெளிப்படுத்துகிறது - ஆற்றல் பாதுகாப்பு.

வினையூக்கத்தில் வேதியியலில் முக்கிய நபர்கள்

I. பெர்செலியஸ் (1837): “தெரிந்த பொருட்கள், பிற பொருட்களுடன் தொடர்பு கொள்ளும்போது, ​​ஒரு இரசாயன விளைவு ஏற்படும் பிந்தையவற்றில் இத்தகைய செல்வாக்கு உள்ளது - சில பொருட்கள் அழிக்கப்படுகின்றன, மற்றவை உடல் இல்லாமல் மீண்டும் உருவாகின்றன, அதன் இருப்பு இந்த மாற்றங்களை ஏற்படுத்துகிறது, எந்தப் பங்கேற்பையும் எடுத்துக்கொள்வது. இந்த நிகழ்வுகளை உருவாக்கும் காரணத்தை வினையூக்கி விசை என்று அழைக்கிறோம்.

எம். ஃபாரடே (1840). "வினையூக்க நிகழ்வுகளை எந்த புதிய சக்தியுடனும் வழங்காமல், பொருளின் அறியப்பட்ட பண்புகளால் விளக்க முடியும்."

P. Raschig (1906): "வினையூக்கம் என்பது வெளிப்புற காரணிகளால் ஏற்படும் மூலக்கூறின் கட்டமைப்பில் ஏற்படும் மாற்றமாகும், இதன் விளைவாக வேதியியல் பண்புகளில் மாற்றம் ஏற்படுகிறது."

ஈ. ஏபெல் (1913): "வினையூக்கம் ஒரு எதிர்வினையால் ஏற்படுகிறது, ஒரு பொருளின் இருப்பால் அல்ல என்ற முடிவுக்கு நான் வந்துள்ளேன்."

எல். குர்விச் (1916): "வினையூக்கமாக செயல்படும் உடல்கள், வினையூக்க செயல்பாடு இல்லாத உடல்களை விட மிகவும் வலிமையான நகரும் மூலக்கூறுகளை தங்களுக்குள் ஈர்த்துக்கொள்வது, அதன் மூலம் மூலக்கூறுகள் அவற்றின் மேற்பரப்பில் தாக்கும் சக்தியை அதிகரிக்கிறது."

ஜி.கே. போரெஸ்கோவ் (1968): "ஒரு காலத்தில், வினையூக்கம் ஒரு சிறப்பு, சற்று மர்மமான நிகழ்வாகக் கருதப்பட்டது, குறிப்பிட்ட சட்டங்களுடன், அதன் வெளிப்பாடு ஒரு பொதுவான வடிவத்தில் தேர்வு சிக்கலை உடனடியாக தீர்க்க வேண்டும். இது அவ்வாறு இல்லை என்பதை இப்போது நாம் அறிவோம். வினையூக்கம் அதன் சாராம்சத்தில் ஒரு இரசாயன நிகழ்வு ஆகும். வினையூக்கி செயல்பாட்டின் போது எதிர்வினை விகிதத்தில் ஏற்படும் மாற்றம், வினையூக்கியுடன் எதிர்வினைகளின் இடைநிலை வேதியியல் தொடர்பு காரணமாகும்.

கவனிக்கப்பட்ட நிகழ்வுகளை மறைக்கப்பட்ட "வினையூக்க சக்தியின்" செயலுடன் இணைக்க பெர்செலியஸின் தோல்வியுற்ற முயற்சியை நாம் கணக்கில் எடுத்துக் கொள்ளாவிட்டால், மேலே உள்ள உரைகளில் இருந்து பார்க்க முடிந்தால், விவாதம் முக்கியமாக வினையூக்கத்தின் உடல் மற்றும் வேதியியல் அம்சங்களைச் சுற்றியே இருந்தது. நீண்ட காலமாக, வினையூக்கத்தின் ஆற்றல் கோட்பாடு குறிப்பாக பிரபலமாக இருந்தது, இது மூலக்கூறுகளின் தூண்டுதலின் செயல்முறையை ஆற்றலின் அதிர்வு இடமாற்றத்துடன் இணைக்கிறது. வினையூக்கி வினைபுரியும் மூலக்கூறுகளுடன் தொடர்பு கொள்கிறது, நிலையற்ற இடைநிலைகளை உருவாக்குகிறது, அவை எதிர்வினை தயாரிப்பு மற்றும் வேதியியல் ரீதியாக மாறாத வினையூக்கியை வெளியிட சிதைகின்றன. நமது நவீன அறிவு போரெஸ்கோவின் அறிக்கையில் சிறப்பாக பிரதிபலிக்கிறது. எவ்வாறாயினும், இங்கே கேள்வி எழுகிறது: வினையூக்கி, வேதியியல் ரீதியாக எதிர்வினையில் பங்கேற்பதால், ஒரு புதிய சமநிலை நிலையை உருவாக்க முடியுமா? இது அவ்வாறு இருந்தால், வினையூக்கியின் வேதியியல் பங்கேற்பு பற்றிய யோசனை உடனடியாக ஆற்றல் பாதுகாப்பு சட்டத்துடன் முரண்படும். இதைத் தவிர்க்க, விஞ்ஞானிகள் ஏற்றுக்கொள்ள வேண்டிய கட்டாயம் ஏற்பட்டது, பின்னர் வினையூக்கி முன்னோக்கி மட்டுமல்ல, தலைகீழ் திசையிலும் எதிர்வினையை துரிதப்படுத்துகிறது என்பதை சோதனை ரீதியாக நிரூபிக்கிறது. எதிர்வினையின் வீதம் மற்றும் சமநிலை இரண்டையும் மாற்றும் சேர்மங்கள் வார்த்தையின் கடுமையான அர்த்தத்தில் வினையூக்கிகள் அல்ல. பொதுவாக ஒரு வினையூக்கியின் முன்னிலையில் இரசாயன எதிர்வினைகளின் முடுக்கம் இருப்பதைச் சேர்ப்பது எஞ்சியுள்ளது, மேலும் இந்த நிகழ்வு "எதிர்மறை" என்பதற்கு மாறாக "நேர்மறை" வினையூக்கம் என்று அழைக்கப்படுகிறது, இதில் எதிர்வினை அமைப்பில் ஒரு வினையூக்கியை அறிமுகப்படுத்துவது ஏற்படுகிறது. விகிதத்தில் குறைவு. கண்டிப்பாகச் சொன்னால், வினையூக்கம் எப்போதுமே எதிர்வினையின் விகிதத்தை அதிகரிக்கிறது, ஆனால் சில சமயங்களில் நிலைகளில் ஒன்றின் முடுக்கம் (உதாரணமாக, ஒரு புதிய சங்கிலி முடிவு பாதையின் தோற்றம்) ஒரு இரசாயன எதிர்வினையின் கவனிக்கப்பட்ட தடுப்புக்கு வழிவகுக்கிறது.

நேர்மறையான வினையூக்கத்தை மட்டுமே நாங்கள் கருத்தில் கொள்வோம், இது பொதுவாக பின்வரும் வகைகளாகப் பிரிக்கப்படுகிறது:

அ) ஒரே மாதிரியான, எதிர்வினை கலவை மற்றும் வினையூக்கி ஒரு திரவ அல்லது வாயு நிலையில் இருக்கும் போது; b) பன்முகத்தன்மை - வினையூக்கி ஒரு திடமான பொருளின் வடிவத்தில் உள்ளது, மற்றும் எதிர்வினை கலவைகள் ஒரு தீர்வு அல்லது வாயு கலவையின் வடிவத்தில் உள்ளன; (இது மிகவும் பொதுவான வகை வினையூக்கமாகும், எனவே, இரண்டு கட்டங்களுக்கு இடையிலான இடைமுகத்தில் மேற்கொள்ளப்படுகிறது.) c) நொதி - சிக்கலான புரத வடிவங்கள் வினையூக்கிகளாக செயல்படுகின்றன, தாவர மற்றும் விலங்கு உலகின் உயிரினங்களில் உயிரியல் ரீதியாக முக்கியமான எதிர்வினைகளின் போக்கை துரிதப்படுத்துகின்றன. (என்சைம் வினையூக்கம் ஒரே மாதிரியானதாகவோ அல்லது பன்முகத்தன்மை கொண்டதாகவோ இருக்கலாம், ஆனால் என்சைம்களின் செயல்பாட்டின் குறிப்பிட்ட அம்சங்கள் காரணமாக, இந்த வகை வினையூக்கத்தை ஒரு சுயாதீனமான பகுதிக்குள் பிரிப்பது நல்லது.) ஒரே மாதிரியான வினையூக்கம்

பல வினையூக்க வினைகளில், வினையூக்கம் சங்கிலி எதிர்வினைகளில் ஒரு சிறப்பு இடத்தைப் பெறுகிறது. "சங்கிலி எதிர்வினைகள், அறியப்பட்டபடி, ஒரு பொருளில் அல்லது பொருட்களின் கலவையில் சில செயலில் உள்ள துகள்கள் (செயலில் உள்ள மையங்கள்) உருவாக்கம், செயலில் உள்ள துகள்கள் ஒவ்வொன்றும் ஒரு முழு தொடரை ஏற்படுத்துகிறது என்பதற்கு வழிவகுக்கும் வேதியியல் மற்றும் இயற்பியல் செயல்முறைகள் ( பொருளின் தொடர்ச்சியான மாற்றங்களின் சங்கிலி" (இமானுவேல், 1957).

செயலில் உள்ள துகள் பொருளுடன் தொடர்புகொண்டு, எதிர்வினை தயாரிப்புகளை மட்டுமல்ல, ஒரு புதிய செயலில் உள்ள துகள் (ஒன்று, இரண்டு அல்லது அதற்கு மேற்பட்டவை) மாற்றும் திறன் கொண்ட ஒரு புதிய எதிர்வினைக்கு திறன் கொண்டதாக இருப்பதால், செயல்முறையின் வளர்ச்சிக்கான இந்த வழிமுறை சாத்தியமாகும். பொருள், முதலியன. செயலில் உள்ள துகள் அமைப்பில் இருந்து மறையும் வரை பொருளின் சங்கிலி மாற்றங்கள் தொடரும் (செயலில் உள்ள துகளின் "இறப்பு" மற்றும் சங்கிலி முறிவு ஏற்படும்). இந்த வழக்கில் மிகவும் கடினமான நிலை செயலில் உள்ள துகள்களின் அணுக்கரு ஆகும் (உதாரணமாக, ஃப்ரீ ரேடிக்கல்கள்), ஆனால் அணுக்கருவுக்குப் பிறகு உருமாற்றங்களின் சங்கிலி எளிதில் நிகழ்கிறது. சங்கிலி எதிர்வினைகள் இயற்கையில் பரவலாக உள்ளன. பாலிமரைசேஷன், குளோரினேஷன், ஆக்சிஜனேற்றம் மற்றும் பல இரசாயன செயல்முறைகள் ஒரு சங்கிலியைப் பின்பற்றுகின்றன, அல்லது மாறாக, தீவிர சங்கிலி (தீவிரவாதிகளின் பங்கேற்புடன்) பொறிமுறையைப் பின்பற்றுகின்றன. கரிம சேர்மங்களின் ஆக்சிஜனேற்றத்தின் வழிமுறை (ஆரம்ப கட்டங்களில்) இப்போது மிகவும் முழுமையாக நிறுவப்பட்டுள்ளது. R-H என்ற ஆக்சிஜனேற்றப் பொருளைக் குறிப்பிடுகிறோம் என்றால் (H என்பது ஹைட்ரஜன் அணுவின் மற்ற R மூலக்கூறுடன் மிகக் குறைந்த பிணைப்பு வலிமையைக் கொண்டுள்ளது), பின்னர் இந்த பொறிமுறையை பின்வரும் வடிவத்தில் எழுதலாம்:

வினையூக்கிகள், மாறக்கூடிய வேலன்ஸ் உலோகங்களின் சேர்மங்கள் போன்றவை, செயல்முறையின் கருதப்படும் எந்த நிலையிலும் தாக்கத்தை ஏற்படுத்தும். சிதைந்த சங்கிலிக் கிளைகளின் செயல்முறைகளில் வினையூக்கிகளின் பங்கைப் பற்றி இப்போது வாழ்வோம். ஒரு உலோகத்துடன் ஹைட்ரோபெராக்சைட்டின் தொடர்பு, ஹைட்ரோபெராக்சைட்டின் சிதைவின் போது உருவாகும் பொருட்களின் தன்மையைப் பொறுத்து, மாறுபட்ட வேலன்சியின் உலோக கலவைகளால் கரிமப் பொருட்களின் ஆக்சிஜனேற்ற எதிர்வினையின் முடுக்கம் மற்றும் தடுப்பு ஆகிய இரண்டிற்கும் வழிவகுக்கும். உலோக கலவைகள் ஹைட்ரோபெராக்சைடுகளுடன் ஒரு வளாகத்தை உருவாக்குகின்றன, இது கரைப்பான் ஊடகத்தின் "கூண்டில்" சிதைந்துவிடும், வளாகத்தின் சிதைவின் போது உருவாகும் தீவிரவாதிகள் செல்லை விட்டு வெளியேறினால், அவை செயல்முறையைத் தொடங்குகின்றன (நேர்மறை வினையூக்கம்). இந்த தீவிரவாதிகள் செல்களை விட்டு வெளியேறி, மூலக்கூறு செயலற்ற பொருட்களாக மீண்டும் ஒன்றிணைக்க நேரமில்லை என்றால், இது தீவிர சங்கிலி செயல்முறையின் (எதிர்மறை வினையூக்கம்) மந்தநிலைக்கு வழிவகுக்கும், ஏனெனில் இந்த விஷயத்தில் ஹைட்ரோபெராக்சைடு, புதிய தீவிரவாதிகளின் சாத்தியமான சப்ளையர் ஆகும். வீணானது.

இதுவரை நாம் ஆக்ஸிஜனேற்ற செயல்முறைகளின் ஆழமற்ற நிலைகளை மட்டுமே கருத்தில் கொண்டோம்; ஆழமான நிலைகளில், எடுத்துக்காட்டாக, ஹைட்ரோகார்பன்களின் ஆக்சிஜனேற்றத்தின் போது, ​​அமிலங்கள், ஆல்கஹால்கள், கீட்டோன்கள், ஆல்டிஹைடுகள் உருவாகின்றன, அவை வினையூக்கியுடன் வினைபுரியும் மற்றும் எதிர்வினையில் ஃப்ரீ ரேடிக்கல்களின் கூடுதல் ஆதாரமாக செயல்படும், அதாவது இந்த விஷயத்தில் கூடுதல் சிதைந்த சங்கிலி கிளைகளாக இருக்கும்.

பன்முக வினையூக்கம்

துரதிர்ஷ்டவசமாக, இப்போது வரை, வினையூக்கத் துறையில் அதிக எண்ணிக்கையிலான கோட்பாடுகள் மற்றும் கருதுகோள்கள் இருந்தபோதிலும், பல அடிப்படை கண்டுபிடிப்புகள் தற்செயலாக அல்லது ஒரு எளிய அனுபவ அணுகுமுறையின் விளைவாக செய்யப்பட்டுள்ளன. உங்களுக்குத் தெரிந்தபடி, நறுமண ஹைட்ரோகார்பன்களின் சல்போனேஷனுக்கான பாதரச வினையூக்கி தற்செயலாக M.A. இலின்ஸ்கியால் கண்டுபிடிக்கப்பட்டது, அவர் தற்செயலாக ஒரு பாதரச வெப்பமானியை உடைத்தார்: பாதரசம் உலைக்குள் நுழைந்தது, எதிர்வினை தொடங்கியது. இதேபோல், ஒரு காலத்தில் பாலிமரைசேஷன் செயல்பாட்டில் ஒரு புதிய சகாப்தத்தைத் திறக்கும் இப்போது நன்கு அறியப்பட்ட Ziegler வினையூக்கிகள் கண்டுபிடிக்கப்பட்டன. இயற்கையாகவே, வினையூக்கக் கோட்பாட்டின் வளர்ச்சியின் இந்த பாதை நவீன அறிவியலுடன் ஒத்துப்போகவில்லை, மேலும் இது பன்முக வினையூக்க எதிர்வினைகளில் செயல்முறைகளின் ஆரம்ப நிலைகளைப் படிப்பதில் அதிகரித்த ஆர்வத்தை விளக்குகிறது. இந்த ஆய்வுகள் மிகவும் திறமையான வினையூக்கிகளைத் தேர்ந்தெடுப்பதற்கான ஒரு கண்டிப்பான அறிவியல் அடிப்படையை உருவாக்குவதற்கான முன்னோடியாகும். பல சந்தர்ப்பங்களில், ஆக்சிஜனேற்ற செயல்பாட்டில் பன்முக வினையூக்கிகளின் பங்கு, வினையூக்கியின் மேற்பரப்பில் இந்த பொருட்களின் உறிஞ்சப்பட்ட வளாகத்தை உருவாக்குவதன் மூலம் ஒரு கரிம கலவை மற்றும் ஆக்ஸிஜனின் உறிஞ்சுதலுக்கு குறைக்கப்படுகிறது. இந்த சிக்கலானது கூறுகளின் பிணைப்புகளை தளர்த்துகிறது மற்றும் அவற்றை மேலும் எதிர்வினையாக்குகிறது. சில சந்தர்ப்பங்களில், வினையூக்கி ஒரே ஒரு கூறுகளை உறிஞ்சுகிறது, இது தீவிரவாதிகளாக பிரிகிறது. எடுத்துக்காட்டாக, குப்ரஸ் ஆக்சைடில் உள்ள ப்ரோப்பிலீன் பிரிந்து ஒரு அலைலிக் ரேடிக்கலை உருவாக்குகிறது, பின்னர் அது ஆக்ஸிஜனுடன் எளிதில் வினைபுரிகிறது. மாறக்கூடிய வேலன்ஸ் உலோகங்களின் வினையூக்க செயல்பாடு பெரும்பாலும் உலோக ஆக்சைடுகளின் கேஷன்களில் டி-ஆர்பிட்டால்களை நிரப்புவதைப் பொறுத்தது.

பல ஹைட்ரோபெராக்சைடுகளின் சிதைவு வினையில் வினையூக்க செயல்பாட்டின் படி, உலோக கலவைகள் பின்வரும் வரிசையில் ஏற்பாடு செய்யப்படுகின்றன:

செயல்முறையைத் தொடங்குவதற்கான சாத்தியமான வழிகளில் ஒன்றை நாங்கள் கருதினோம் - வினையூக்கியுடன் ஹைட்ரோபெராக்சைட்டின் தொடர்பு. இருப்பினும், ஆக்சிஜனேற்றத்தின் விஷயத்தில், ஹைட்ரோபெராக்சைடு ரேடிக்கல்களாக சிதைவதன் மூலமும், வினையூக்கி மேற்பரப்பால் செயல்படுத்தப்படும் ஆக்ஸிஜனுடன் ஹைட்ரோகார்பனின் தொடர்பு மூலமும் பன்முக சங்கிலி துவக்கத்தின் எதிர்வினை ஏற்படலாம். வினையூக்கியுடன் RH இன் தொடர்புகளின் போது உருவான கரிம கலவை RH+ இன் சார்ஜ் செய்யப்பட்ட வடிவத்தின் பங்கேற்பின் காரணமாக சங்கிலிகளின் துவக்கம் இருக்கலாம். சங்கிலி துவக்கத்தில் (நியூக்ளியேஷன் மற்றும் கிளைகள்) எதிர்வினைகளில் வினையூக்கம் ஏற்படுவது இதுதான். சங்கிலி தொடர் எதிர்வினைகளில் பன்முக வினையூக்கிகளின் பங்கு குறிப்பாக பெராக்சைடு தீவிரவாதிகளின் ஐசோமரைசேஷன் விகிதம் மற்றும் திசையில் ஏற்படும் மாற்றங்களால் தெளிவாக வலியுறுத்தப்படுகிறது.

உயிர் வேதியியலில் வினையூக்கம்

நொதி வினையூக்கம் தாவர மற்றும் விலங்கு உயிரினங்களின் வாழ்க்கை நடவடிக்கைகளுடன் பிரிக்கமுடியாத வகையில் இணைக்கப்பட்டுள்ளது. ஒரு கலத்தில் நிகழும் பல முக்கிய இரசாயன எதிர்வினைகள் (பத்தாயிரம் போன்றவை) என்சைம்கள் அல்லது என்சைம்கள் எனப்படும் சிறப்பு கரிம வினையூக்கிகளால் கட்டுப்படுத்தப்படுகின்றன. "சிறப்பு" என்ற வார்த்தைக்கு நெருக்கமான கவனம் செலுத்தப்படக்கூடாது, ஏனெனில் இந்த நொதிகள் எதனால் உருவாக்கப்பட்டன என்பது ஏற்கனவே அறியப்படுகிறது. இயற்கை இந்த நோக்கத்திற்காக ஒரு ஒற்றை கட்டுமானப் பொருளைத் தேர்ந்தெடுத்தது - அமினோ அமிலங்கள் மற்றும் அவற்றை பல்வேறு நீளங்கள் மற்றும் வெவ்வேறு வரிசைகளில் பாலிபெப்டைட் சங்கிலிகளாக இணைத்தது.

இது நொதியின் முதன்மை அமைப்பு என்று அழைக்கப்படுகிறது, இதில் R என்பது பக்க எச்சங்கள் அல்லது புரதங்களின் மிக முக்கியமான செயல்பாட்டுக் குழுக்கள், நொதிகளின் செயலில் உள்ள மையங்களாகச் செயல்படும். இந்த பக்க குழுக்கள் நொதியின் செயல்பாட்டின் போது முக்கிய சுமைகளை தாங்குகின்றன, அதே நேரத்தில் பெப்டைட் சங்கிலி ஒரு துணை எலும்புக்கூட்டின் பாத்திரத்தை வகிக்கிறது. பாலிங்-கோரியின் கட்டமைப்பு மாதிரியின் படி, இது ஒரு ஹெலிக்ஸாக மடிக்கப்படுகிறது, இது சாதாரண நிலையில் அமில மற்றும் அடிப்படை மையங்களுக்கு இடையில் ஹைட்ரஜன் பிணைப்புகளால் உறுதிப்படுத்தப்படுகிறது:

சில நொதிகளுக்கு, முழுமையான அமினோ அமில கலவை மற்றும் சங்கிலியில் அவற்றின் இருப்பிடத்தின் வரிசை, அத்துடன் ஒரு சிக்கலான இடஞ்சார்ந்த அமைப்பு ஆகியவை நிறுவப்பட்டுள்ளன. ஆனால் இது இன்னும் பெரும்பாலும் இரண்டு முக்கிய கேள்விகளுக்கு பதிலளிக்க உதவாது: 1) ஏன் என்சைம்கள் மிகவும் தேர்ந்தெடுக்கப்பட்டவை மற்றும் நன்கு வரையறுக்கப்பட்ட கட்டமைப்பின் மூலக்கூறுகளின் வேதியியல் மாற்றங்களை துரிதப்படுத்துகின்றன (இது நமக்கும் தெரியும்); 2) என்சைம் ஆற்றல் தடையை எவ்வாறு குறைக்கிறது, அதாவது, ஆற்றல்மிக்க மிகவும் சாதகமான பாதையைத் தேர்வுசெய்கிறது, இதனால் எதிர்வினைகள் சாதாரண வெப்பநிலையில் தொடரலாம்.

கடுமையான தேர்வு மற்றும் அதிக வேகம் ஆகியவை நொதி வினையூக்கத்தின் இரண்டு முக்கிய அம்சங்களாகும், இது ஆய்வக மற்றும் தொழில்துறை வினையூக்கத்திலிருந்து வேறுபடுத்துகிறது. மனிதனால் உருவாக்கப்பட்ட வினையூக்கிகள் எதுவும் (சாத்தியமான 2-ஹைட்ராக்ஸிபிரைடைனைத் தவிர) கரிம மூலக்கூறுகளில் அவற்றின் செயல்பாட்டின் வலிமை மற்றும் தேர்ந்தெடுக்கும் தன்மையில் நொதிகளுடன் ஒப்பிட முடியாது. ஒரு நொதியின் செயல்பாடு, மற்ற வினையூக்கிகளைப் போலவே, வெப்பநிலையைப் பொறுத்தது: அதிகரிக்கும் வெப்பநிலையுடன், நொதி எதிர்வினையின் வீதமும் அதிகரிக்கிறது. அதே நேரத்தில், வினையூக்கமற்ற எதிர்வினையுடன் ஒப்பிடுகையில், செயல்படுத்தும் ஆற்றல் E இன் கூர்மையான குறைவுக்கு கவனம் செலுத்தப்படுகிறது. உண்மை, இது எப்போதும் நடக்காது. அர்ஹீனியஸ் சமன்பாட்டில் வெப்பநிலை-சார்பற்ற முன்-அதிவேக காரணியின் அதிகரிப்பு காரணமாக வேகம் அதிகரிக்கும் பல நிகழ்வுகள் உள்ளன.

சமநிலை

இரசாயன சமநிலை மாறிலி

இலவச ஆற்றல்

இணைப்புகள்

வேதியியல் இயக்கவியல் மற்றும் வினையூக்க விரிவுரைகள் A. A. குபசோவ், வேதியியலில் PhD. n, இயற்பியல் வேதியியல் துறையின் இணை பேராசிரியர், வேதியியல் பீடம், மாஸ்கோ மாநில பல்கலைக்கழகம்.

மேலும் பார்க்கவும்

• மோதல் கோட்பாடு
• நிலைமாற்ற நிலை கோட்பாடு

விக்கிமீடியா அறக்கட்டளை. 2010.

பிற அகராதிகளில் "வேதியியல் இயக்கவியல்" என்ன என்பதைப் பார்க்கவும்:

இயற்பியல் வேதியியலின் ஒரு பிரிவு, இரசாயன எதிர்வினைகளின் விகிதங்கள் மற்றும் வழிமுறைகள் பற்றிய ஆய்வு. இரசாயன இயக்கவியல் என்பது வேதியியல் தொழில்நுட்பத்தில் புதிய மற்றும் ஏற்கனவே உள்ள செயல்முறைகளை மேம்படுத்துவதற்கான அறிவியல் அடிப்படையாகும். வேதியியல் இயக்கவியல் முறைகள் உயிரியலில் பயன்படுத்தப்படுகின்றன மற்றும்... ... பெரிய கலைக்களஞ்சிய அகராதி

இயற்பியல் துறை வேதியியல், இதில் அவர்கள் வேதியியலின் வழிமுறைகள் மற்றும் வேகங்களைப் படிக்கிறார்கள். எதிர்வினைகள். கே. எக்ஸ். மூன்று முக்கிய அடங்கும் பணிகள்: இரசாயன ஓட்டத்தின் வடிவங்களைப் படிப்பது. காலப்போக்கில் எதிர்வினைகள் மற்றும் எதிர்வினைகள், வெப்பநிலை மற்றும் பிற காரணிகளின் செறிவுகளில் அவற்றின் விகிதங்களின் சார்பு;... ... இயற்பியல் கலைக்களஞ்சியம்

வேதியியல் இயக்கவியல்- (கிரேக்க கினேசிஸ் இயக்கத்திலிருந்து), வேதியியலின் விதிகள் பற்றிய ஆய்வுக்கு அர்ப்பணிக்கப்பட்ட கோட்பாட்டு வேதியியல் துறை. எதிர்வினைகள். பல வகையான இரசாயனங்களை அடையாளம் காணலாம். இடைவினைகள் மற்றும், முதலில், ஒரே மாதிரியான (ஒரே மாதிரியான) ஊடகத்தில் நிகழும் எதிர்வினைகளை எதிர்வினைகளிலிருந்து வேறுபடுத்துவது ... ... பெரிய மருத்துவ கலைக்களஞ்சியம்

இரசாயன இயக்கவியல்- - இயற்பியல் வேதியியலின் ஒரு பிரிவு, இரசாயன எதிர்வினைகளின் விகிதம் மற்றும் வழிமுறைகள், ஆரம்ப, இடைநிலை கூறுகளின் செறிவுகளில் காலப்போக்கில் ஏற்படும் மாற்றங்களின் வடிவங்கள் மற்றும் இயக்க வளைவுகளால் விவரிக்கப்பட்ட எதிர்வினைகளின் இறுதி தயாரிப்புகள். [உஷெரோவ்...... கட்டிடப் பொருட்களின் விதிமுறைகள், வரையறைகள் மற்றும் விளக்கங்களின் கலைக்களஞ்சியம்

இயற்பியல் வேதியியல் பிரிவு; இரசாயன எதிர்வினைகளின் விகிதங்கள் மற்றும் வழிமுறைகள் பற்றிய ஆய்வு. இரசாயன இயக்கவியல் என்பது வேதியியல் தொழில்நுட்பத்தில் புதிய மற்றும் ஏற்கனவே உள்ள செயல்முறைகளை மேம்படுத்துவதற்கான அறிவியல் அடிப்படையாகும். வேதியியல் இயக்கவியல் முறைகள் உயிரியலில் பயன்படுத்தப்படுகின்றன மற்றும்... கலைக்களஞ்சிய அகராதி

வேதியியல் எதிர்வினைகளின் இயக்கவியல், நேரம், வேகம் மற்றும் வழிமுறைகளில் அவை நிகழும் விதிகள் பற்றிய வேதியியல் செயல்முறைகளின் ஆய்வு. நவீன வேதியியல் மற்றும் வேதியியல் அறிவியலின் மிக முக்கியமான பகுதிகள் வேதியியல் எதிர்வினைகளின் இயக்கவியல் பற்றிய ஆய்வுகளுடன் தொடர்புடையவை. கிரேட் சோவியத் என்சைக்ளோபீடியா

- (கிரேக்க கினெட்டிகோஸ் நகரத்திலிருந்து), பகுதி இயற்பியல். வேதியியல், வேதியியல் படிக்கிறார். காலப்போக்கில் நிகழும் ஒரு செயல்முறையாக ரேஷன், இந்த செயல்முறையின் பொறிமுறையானது, செயல்படுத்தும் நிலைமைகளின் மீது அதன் சார்பு. கே. எக்ஸ். இரசாயன ஓட்டத்தின் தற்காலிக வடிவங்களை நிறுவுகிறது. r tions,…… இரசாயன கலைக்களஞ்சியம்

வேதியியலின் வேகம் மற்றும் வழிமுறைகளின் கோட்பாடு (நிலைகளின் மொத்தமும் வரிசையும்). எதிர்வினைகள்; இயற்பியல் வேதியியல் பிரிவு. இரசாயன வேகம் மூடிய அமைப்புகளில் எதிர்வினைகள் ஆரம்ப, இடைநிலை அல்லது இறுதி மூலக்கூறுகளின் செறிவில் ஏற்படும் மாற்றங்களால் தீர்மானிக்கப்படுகிறது (மூலக்கூறுகள் ... பெரிய கலைக்களஞ்சிய பாலிடெக்னிக் அகராதி

இரசாயன இயக்கவியலின் பொருள் ஒட்டுமொத்த செயல்முறை மற்றும் அனைத்து இடைநிலை நிலைகளின் விகிதத்தை பாதிக்கும் அனைத்து காரணிகளின் ஆய்வு ஆகும்.

என்சைக்ளோபீடிக் YouTube

1 / 5

✪ இயற்பியல் வேதியியல். விரிவுரை 3. இரசாயன இயக்கவியல் மற்றும் வினையூக்கம்

✪ கொரோபோவ் எம்.வி - இயற்பியல் வேதியியல் II - இரசாயன எதிர்வினையின் வேகம். முறையான இயக்கவியல்

✪ வேதியியல். இரசாயன எதிர்வினைகளின் இயக்கவியல். ஒரு இரசாயன எதிர்வினை விகிதம். Foxford ஆன்லைன் கற்றல் மையம்

✪ இயக்கவியலுக்கான அறிமுகம்

✪ இரசாயன இயக்கவியல்

வசன வரிகள்

அடிப்படை கருத்துக்கள்

ஒரே மாதிரியான எதிர்வினை - எதிர்வினைகள் ஒரே கட்டத்தில் இருக்கும் ஒரு எதிர்வினை

ஒரு பன்முக எதிர்வினை என்பது கட்ட எல்லைகளில் நிகழும் ஒரு எதிர்வினை - ஒரு வாயுப் பொருளுக்கும் கரைசலுக்கும் இடையில், ஒரு கரைசல் மற்றும் திடப் பொருளுக்கு இடையில், ஒரு திட மற்றும் வாயுப் பொருட்களுக்கு இடையில்.

எதிர்வினைகளின் மூலக்கூறுகளின் (துகள்கள்) நேரடி தொடர்புகளின் விளைவாக தயாரிப்பு உருவாகினால், எதிர்வினை எளிமையானது என்று அழைக்கப்படுகிறது.

இடைநிலை தயாரிப்புகளின் உருவாக்கத்துடன் இரண்டு அல்லது அதற்கு மேற்பட்ட எளிய எதிர்வினைகளின் (ஆரம்ப செயல்கள்) விளைவாக இறுதி தயாரிப்பு பெறப்பட்டால் ஒரு எதிர்வினை சிக்கலானது என்று அழைக்கப்படுகிறது.

இரசாயன எதிர்வினை விகிதம்

வேதியியல் இயக்கவியலில் ஒரு முக்கியமான கருத்து இரசாயன எதிர்வினை விகிதம். காலப்போக்கில் எதிர்வினை கூறுகளின் செறிவு எவ்வாறு மாறுகிறது என்பதை இந்த மதிப்பு தீர்மானிக்கிறது. ஒரு இரசாயன எதிர்வினை வீதம் எப்போதும் நேர்மறை மதிப்பாக இருக்கும், எனவே அது தொடக்கப் பொருளால் தீர்மானிக்கப்பட்டால் (எதிர்வினையின் போது அதன் செறிவு குறைகிறது), அதன் விளைவாக வரும் மதிப்பு −1 ஆல் பெருக்கப்படுகிறது.
எடுத்துக்காட்டாக, ஒரு எதிர்வினைக்கு விகிதத்தை பின்வருமாறு வெளிப்படுத்தலாம்:

A + B → C + D , (\டிஸ்ப்ளேஸ்டைல் ​​A+B\ to C+D,) v = ∂ C ∂ t = - ∂ A ∂ t. (\displaystyle v=(\frac (\partial C)(\partial t))=-(\frac (\partial A)(\partial t)))

இரசாயன எதிர்வினை வரிசை

கொடுக்கப்பட்ட பொருளின் வினையின் வரிசையானது, வினையின் இயக்கச் சமன்பாட்டில் இந்தப் பொருளின் செறிவில் உள்ள அடுக்கு ஆகும்.

பூஜ்ஜிய வரிசை எதிர்வினை

இயக்கச் சமன்பாடு பின்வரும் வடிவத்தைக் கொண்டுள்ளது:

V 0 = k 0 (\டிஸ்ப்ளே ஸ்டைல் ​​V_(0)=k_(0))

பூஜ்ஜிய-வரிசை வினையின் வீதம் காலப்போக்கில் நிலையானது மற்றும் எதிர்வினைகளின் செறிவுகளைப் பொறுத்தது அல்ல. பூஜ்ஜிய வரிசை பொதுவானது, எடுத்துக்காட்டாக, பன்முக எதிர்வினைகளுக்கு, கட்ட இடைமுகத்திற்கு எதிர்வினைகளின் பரவல் விகிதம் அவற்றின் வேதியியல் மாற்றத்தின் விகிதத்தை விட குறைவாக இருந்தால்.

முதல் வரிசை எதிர்வினை

முதல் வரிசை எதிர்வினையின் இயக்கச் சமன்பாடு:

V 1 = k 1 ⋅ C = - d C d τ (\டிஸ்ப்ளேஸ்டைல் ​​V_(1)=k_(1)\cdot C=-(\frac (dC)(d\tau )))

சமன்பாட்டை நேரியல் வடிவமாகக் குறைப்பது சமன்பாட்டை அளிக்கிறது:

ln ⁡ C = ln ⁡ C 0 − k 1 ⋅ τ (\ displaystyle \ln C=\ln C_(0)-k_(1)\cdot \tau )

எதிர்வினை வீத மாறிலி நேர அச்சுக்கு நேர்கோட்டின் சாய்வின் கோணத்தின் தொடுகோடு கணக்கிடப்படுகிறது:

k 1 = - t g α (\displaystyle k_(1)=-\mathrm (tg) \alpha )

அரை ஆயுள்:

τ 1 2 = ln ⁡ 2 k 1 (\டிஸ்ப்ளேஸ்டைல் ​​\tau _(\frac (1)(2))=(\frac (\ln 2)(k_(1))))

இரண்டாவது வரிசை எதிர்வினை

இரண்டாம் வரிசை எதிர்வினைகளுக்கு, இயக்கச் சமன்பாடு பின்வரும் வடிவத்தைக் கொண்டுள்ளது:

V = k 2 C A 2 (\displaystyle V=k_(2)(C_(A))^(2)) V = k 2 C A ⋅ C B (\டிஸ்ப்ளேஸ்டைல் ​​V=k_(2)C_(A)\cdot C_(B))

முதல் வழக்கில், எதிர்வினை வீதம் சமன்பாட்டால் தீர்மானிக்கப்படுகிறது

V = k 2 C A 2 = - d C d τ (\டிஸ்ப்ளேஸ்டைல் ​​V=k_(2)(C_(A))^(2)=-(\frac (dC)(d\tau )))

சமன்பாட்டின் நேரியல் வடிவம்:

1 C = k 2 ⋅ τ + 1 C 0 (\டிஸ்ப்ளேஸ்டைல் ​​(\frac (1)(C))=k_(2)\cdot \tau +(\frac (1)(C_(0))))

எதிர்வினை வீத மாறிலி நேர அச்சுக்கு நேர் கோட்டின் சாய்வின் கோணத்தின் தொடுகோடு சமமாக இருக்கும்:

k 2 = - t g α (\டிஸ்ப்ளேஸ்டைல் ​​k_(2)=-\mathrm (tg) \alpha ) k 2 = 1 τ (1 C - 1 C 0) (\ displaystyle k_(2)=(\frac (1)(\tau ))\left((\frac (1)(C))-(\frac ( 1)(C_(0)))\வலது))

இரண்டாவது வழக்கில், எதிர்வினை வீத மாறிலிக்கான வெளிப்பாடு இப்படி இருக்கும்:

k 2 = 1 τ (C 0 , A - C 0 , B) ln ⁡ C 0 , B ⋅ C A C 0 , A ⋅ C B (\displaystyle k_(2)=(\frac (1)(\tau (C_(0) ,A)-C_(0,B)))\ln (\frac (C_(0,B)\cdot C_(A))(C_(0,A)\cdot C_(B))))

அரை ஆயுள் (சமமான ஆரம்ப செறிவுகளுக்கு!):

τ 1 2 = 1 கே 2 ⋅ 1 சி 0 (\ டிஸ்ப்ளேஸ்டைல் ​​\tau _(\frac (1)(2))=(\frac (1)(k_(2)))\cdot (\frac (1)( C_(0))))

எதிர்வினையின் மூலக்கூறு

ஒரு அடிப்படை எதிர்வினையின் மூலக்கூறு என்பது சோதனை ரீதியாக நிறுவப்பட்ட எதிர்வினை பொறிமுறையின் படி, வேதியியல் தொடர்புகளின் அடிப்படை செயலில் பங்கேற்கும் துகள்களின் எண்ணிக்கையாகும்.

மோனோமாலிகுலர் எதிர்வினைகள்- ஒரு மூலக்கூறின் வேதியியல் மாற்றம் ஏற்படும் எதிர்வினைகள் (ஐசோமரைசேஷன், விலகல் போன்றவை):

H 2 S → H 2 + S (\displaystyle (\mathsf (H_(2)S\rightarrow H_(2)+S)))

இரு மூலக்கூறு எதிர்வினைகள்- எதிர்வினைகள், இரண்டு துகள்கள் (ஒத்த அல்லது வேறுபட்ட) மோதும்போது ஏற்படும் அடிப்படை செயல்:

C H 3 B r + K O H → C H 3 O H + K B r (\ டிஸ்ப்ளே ஸ்டைல் ​​(\mathsf (CH_(3)Br+KOH\rightarrow CH_(3)OH+KBr)))

டிரிமோலிகுலர் எதிர்வினைகள்- எதிர்வினைகள், மூன்று துகள்களின் மோதலின் போது ஏற்படும் அடிப்படை செயல்:

N O + N O + O 2 → 2 N O 2 (\displaystyle (\mathsf (NO+NO+O_(2)\rightarrow 2NO_(2))))

மூன்றுக்கும் அதிகமான மூலக்கூறுகள் கொண்ட எதிர்வினைகள் தெரியவில்லை.

தொடக்கப் பொருட்களின் ஒத்த செறிவுகளில் மேற்கொள்ளப்படும் அடிப்படை எதிர்வினைகளுக்கு, மூலக்கூறு மற்றும் எதிர்வினை வரிசையின் மதிப்புகள் ஒன்றே. மூலக்கூறு மற்றும் எதிர்வினை வரிசையின் கருத்துக்களுக்கு இடையே தெளிவாக வரையறுக்கப்பட்ட உறவு இல்லை, ஏனெனில் எதிர்வினை வரிசை எதிர்வினையின் இயக்கச் சமன்பாட்டை வகைப்படுத்துகிறது, மேலும் மூலக்கூறு எதிர்வினை பொறிமுறையை வகைப்படுத்துகிறது.

வினையூக்கம்

. சோடியம் நைட்ரைட், பொட்டாசியம் குரோமேட் மற்றும் டைக்ரோமேட் ஆகியவை உலோகம் பயன்படுத்தப்படும் திரவத்தில் அறிமுகப்படுத்தப்படும்போது அரிப்பு வீதத்தைக் குறைப்பது எதிர்மறையின் ஒரு எடுத்துக்காட்டு.

சல்பூரிக் அமிலம், அம்மோனியா, நைட்ரிக் அமிலம், செயற்கை ரப்பர், பல பாலிமர்கள் போன்ற பல முக்கியமான இரசாயன உற்பத்திகள் வினையூக்கிகளின் முன்னிலையில் மேற்கொள்ளப்படுகின்றன.

உயிர் வேதியியலில் வினையூக்கம்

நொதி வினையூக்கம் தாவர மற்றும் விலங்கு உயிரினங்களின் வாழ்க்கை நடவடிக்கைகளுடன் பிரிக்கமுடியாத வகையில் இணைக்கப்பட்டுள்ளது. ஒரு கலத்தில் நிகழும் பல முக்கிய இரசாயன எதிர்வினைகள் (பத்தாயிரம் போன்றவை) என்சைம்கள் அல்லது என்சைம்கள் எனப்படும் சிறப்பு கரிம வினையூக்கிகளால் கட்டுப்படுத்தப்படுகின்றன. "சிறப்பு" என்ற வார்த்தைக்கு நெருக்கமான கவனம் செலுத்தப்படக்கூடாது, ஏனெனில் இந்த நொதிகள் எதனால் உருவாக்கப்பட்டன என்பது ஏற்கனவே அறியப்படுகிறது. இந்த நோக்கத்திற்காக இயற்கையானது ஒரே கட்டுமானப் பொருளைத் தேர்ந்தெடுத்துள்ளது - அமினோ அமிலங்கள் - மற்றும் அவற்றை பல்வேறு நீளங்கள் மற்றும் வெவ்வேறு வரிசைகளில் பாலிபெப்டைட் சங்கிலிகளாக இணைத்தது.

இது நொதியின் முதன்மை அமைப்பு என்று அழைக்கப்படுகிறது, இதில் R என்பது பக்க எச்சங்கள் அல்லது புரதங்களின் மிக முக்கியமான செயல்பாட்டுக் குழுக்கள், நொதிகளின் செயலில் உள்ள மையங்களாகச் செயல்படும். இந்த பக்க குழுக்கள் நொதியின் செயல்பாட்டின் போது முக்கிய சுமைகளை தாங்குகின்றன, அதே நேரத்தில் பெப்டைட் சங்கிலி ஒரு துணை எலும்புக்கூட்டின் பாத்திரத்தை வகிக்கிறது. பாலிங்-கோரியின் கட்டமைப்பு மாதிரியின் படி, இது ஒரு ஹெலிக்ஸாக மடிக்கப்படுகிறது, இது சாதாரண நிலையில் அமில மற்றும் அடிப்படை மையங்களுக்கு இடையில் ஹைட்ரஜன் பிணைப்புகளால் உறுதிப்படுத்தப்படுகிறது:

சில நொதிகளுக்கு, முழுமையான அமினோ அமில கலவை மற்றும் சங்கிலியில் அவற்றின் இருப்பிடத்தின் வரிசை, அத்துடன் ஒரு சிக்கலான இடஞ்சார்ந்த அமைப்பு ஆகியவை நிறுவப்பட்டுள்ளன. ஆனால் இது இன்னும் பெரும்பாலும் இரண்டு முக்கிய கேள்விகளுக்கு பதிலளிக்க உதவாது: 1) ஏன் என்சைம்கள் மிகவும் தேர்ந்தெடுக்கப்பட்டவை மற்றும் ஒரு குறிப்பிட்ட கட்டமைப்பின் மூலக்கூறுகளின் இரசாயன மாற்றங்களை துரிதப்படுத்துகின்றன (இது நமக்கும் தெரியும்); 2) என்சைம் ஆற்றல் தடையை எவ்வாறு குறைக்கிறது, அதாவது, ஆற்றல்மிக்க மிகவும் சாதகமான பாதையைத் தேர்ந்தெடுக்கிறது, இதன் காரணமாக எதிர்வினைகள் சாதாரண வெப்பநிலையில் தொடரலாம்.

கடுமையான தேர்வு மற்றும் அதிக வேகம் ஆகியவை நொதி வினையூக்கத்தின் இரண்டு முக்கிய அம்சங்களாகும், இது ஆய்வக மற்றும் தொழில்துறை வினையூக்கத்திலிருந்து வேறுபடுத்துகிறது. மனிதனால் உருவாக்கப்பட்ட வினையூக்கிகள் எதுவும் (சாத்தியமான 2-ஹைட்ராக்ஸிபிரைடைனைத் தவிர) கரிம மூலக்கூறுகளில் அவற்றின் செயல்பாட்டின் வலிமை மற்றும் தேர்ந்தெடுக்கும் தன்மையில் நொதிகளுடன் ஒப்பிட முடியாது. ஒரு நொதியின் செயல்பாடு, மற்ற வினையூக்கிகளைப் போலவே, வெப்பநிலையைப் பொறுத்தது: அதிகரிக்கும் வெப்பநிலையுடன், நொதி எதிர்வினையின் வீதமும் அதிகரிக்கிறது. அதே நேரத்தில், வினையூக்கமற்ற எதிர்வினையுடன் ஒப்பிடுகையில், செயல்படுத்தும் ஆற்றல் E இன் கூர்மையான குறைவுக்கு கவனம் செலுத்தப்படுகிறது. உண்மை, இது எப்போதும் நடக்காது. அர்ஹீனியஸ் சமன்பாட்டில் வெப்பநிலை-சார்பற்ற முன்-அதிவேக காரணியின் அதிகரிப்பு காரணமாக வேகம் அதிகரிக்கும் பல நிகழ்வுகள் உள்ளன.

என்சைம் எதிர்வினைகளின் வகைகள்

• பிங்-பாங் வகை- என்சைம் முதலில் அடி மூலக்கூறு A உடன் தொடர்பு கொள்கிறது, அதிலிருந்து ஏதேனும் இரசாயனக் குழுக்களை அகற்றி, அதை தொடர்புடைய தயாரிப்பாக மாற்றுகிறது. அடி மூலக்கூறு B பின்னர் நொதியுடன் இணைக்கப்பட்டு, இந்த இரசாயன குழுக்களைப் பெறுகிறது. அமினோ அமிலங்களிலிருந்து கெட்டோ அமிலங்களுக்கு அமினோ குழுக்களின் பரிமாற்றத்தின் எதிர்வினை ஒரு எடுத்துக்காட்டு: டிரான்ஸ்மினேஷன்.
• தொடர் எதிர்வினைகளின் வகை- A மற்றும் B அடி மூலக்கூறுகள் நொதியில் வரிசையாகச் சேர்க்கப்பட்டு, ஒரு "மும்முனை வளாகத்தை" உருவாக்குகிறது, அதன் பிறகு வினையூக்கம் ஏற்படுகிறது. எதிர்வினை தயாரிப்புகளும் நொதியிலிருந்து தொடர்ச்சியாக பிரிக்கப்படுகின்றன.
• சீரற்ற தொடர்புகளின் வகை- அடி மூலக்கூறுகள் A மற்றும் B எந்த வரிசையிலும் நொதியில் சேர்க்கப்படுகின்றன, தோராயமாக, மற்றும் வினையூக்கத்திற்குப் பிறகு அவையும் பிரிக்கப்படுகின்றன.