Уравнение скорости

Закон скорости или уравнение скорости для химической реакции представляет собой уравнение, которое связывает начальную или прямую скорость реакции с концентрациями или давлениями реагентов и постоянными параметрами (обычно коэффициентами скорости и частичными порядками реакции). Для многих реакций начальная скорость задается степенным законом, например

$v\; 0\; =\; k\; [A]\; x\; [B]\; y\; \{\backslash \; displaystyle\; v\_\; \{0\}\; \backslash ;\; =\; \backslash ;\; k\; [\backslash \; mathrm\; \{A\}]\; ^\; \{x\}\; [\backslash \; mathrm\; \{B\}]\; ^\; \{y\}\}$

где [A] и [B] выражают концентрацию компонентов A и B, обычно в молях на литр (молярность, М). Показатели x и y представляют собой частичные порядки реакции для A и B, а общий порядок реакции представляет собой сумму показателей. Часто это положительные целые числа, но они также могут быть нулевыми, дробными или отрицательными. Константа k представляет собой константу скорости реакции или коэффициент скорости реакции. Его значение может зависеть от таких условий, как температура, ионная сила, площадь поверхности адсорбента или световое облучение. Если реакция завершается, уравнение скорости для скорости реакции $v\; =\; k\; [A]\; x\; [B]\; y\; \{\backslash \; displaystyle\; v\; \backslash ;\; =\; \backslash ;\; k\; [\backslash \; mathrm\; \{A\}\; ]\; ^\; \{x\}\; [\backslash \; mathrm\; \{B\}]\; ^\; \{y\}\}$применяется на протяжении всей реакции.

Элементарные (одностадийные) реакции и стадии реакции имеют порядки реакций, равные стехиометрическим коэффициентам для каждого реагента. Общий порядок реакции, то есть сумма стехиометрических коэффициентов реагентов, всегда равен молекулярности элементарной реакции. Однако сложные (многостадийные) реакции могут иметь или не иметь порядки реакций, равные их стехиометрическим коэффициентам. Это означает, что порядок и уравнение скорости данной реакции не могут быть надежно выведены из стехиометрии и должны быть определены экспериментально, поскольку неизвестный механизм реакции может быть элементарным или сложным. Когда экспериментальное уравнение скорости было определено, его часто используют для вывода механизма реакции.

. Уравнение скорости реакции с предполагаемым многоступенчатым механизмом часто может быть получено теоретически с использованием квази- предположения об установившемся состоянии на основе основных элементарных реакций и сравнение с экспериментальным уравнением скорости в качестве проверки предполагаемого механизма. Уравнение может включать дробный порядок и может зависеть от концентрации промежуточных частиц.

Реакция также может иметь неопределенный порядок реакции по отношению к реагенту, если скорость не просто пропорциональна некоторой степени концентрации этого реагента; например, нельзя говорить о порядке реакции в уравнении скорости бимолекулярной реакции между адсорбированными молекулами :

$v\; 0\; =\; k\; K\; 1\; K\; 2\; C\; A\; C\; B\; (1\; +\; K\; 1\; C\; A\; +\; K\; 2\; C\; B)\; 2.\; \{\backslash \; displaystyle\; v\_\; \{0\}\; =\; k\; \{\backslash \; frac\; \{K\_\; \{1\}\; K\_\; \{2\}\; C\_\; \{A\}\; C\_\; \{B\}\}\; \{(1\; +\; K\_\; \{1\}\; C\_\; \{A\}\; +\; K\_\; \{2\}\; C\_\; \{B\; \})\; ^\; \{2\}\}\}.\; \backslash ,\}$

• 1 Определение
• 2 Степенные законы
  • 2.1 Определение порядка реакции
    • 2.1.1 Метод начальных скоростей
    • 2.1. 2 Интегральный метод
    • 2.1.3 Метод затопления
  • 2.2 Нулевой порядок
  • 2.3 Первый порядок
  • 2.4 Второй порядок
  • 2.5 Псевдо-первый порядок
  • 2.6 Сводка по порядкам реакции 0, 1, 2 и n
  • 2.7 Дробный порядок
• 3 Сложные законы
  • 3.1 Смешанный порядок
  • 3.2 Отрицательный порядок
• 4 Противоположные реакции
  • 4.1 Простой пример
  • 4.2 Обобщение простого примера
• 5 Последовательные реакции
• 6 Параллельные или конкурентные реакции
  • 6.1 Две реакции первого порядка
  • 6.2 Одна реакция первого порядка и одна реакция второго порядка
• 7 Стехиометрические реакционные сети
• 8 Общая динамика мономолекулярной конверсии
• 9 См. Также
• 10 Ссылки
  • 10.1 Цитированные книги
• 11 Внешние ссылки

Рассмотрим типичную химическую реакцию, в которой два реагента A и B объединяются, образуя продукт C:

$A\; +\; 2\; B\; \to \; 3\; C.\; \{\backslash \; displaystyle\; \backslash \; mathrm\; \{A\}\; +2\; \backslash \; mathrm\; \{B\}\; \backslash \; rightarrow\; 3\; \backslash \; mathrm\; \{C\}.\}$

Также можно записать

$0\; =\; -\; A\; -\; 2\; B\; +\; 3\; C.\; \{\backslash \; displaystyle\; 0\; =\; -\; \backslash \; mathrm\; \{A\}\; -2\; \backslash \; mathrm\; \{B\}\; +3\; \backslash \; mathrm\; \{C\}.\}$

Префакторы -1, -2 и 3 (с отрицательными знаками для реагентов, потому что они потребляются) известны как стехиометрические коэффициенты. Одна молекула A соединяется с двумя молекулами B с образованием 3 C, поэтому, если мы используем символ [X] для количества моль химического вещества X,

$-\; d\; [A]\; dt\; =\; -\; 1\; 2\; d\; [B]\; dt\; =\; 1\; 3\; d\; [C]\; dt.\; \{\backslash \; displaystyle\; -\; \{\backslash \; frac\; \{d\; [\backslash \; mathrm\; \{A\}]\}\; \{dt\}\}\; =\; -\; \{\backslash \; frac\; \{1\}\; \{2\}\}\; \{\backslash \; frac\; \{d\; [\backslash \; mathrm\; \{B\}]\}\; \{dt\}\}\; =\; \{\backslash \; frac\; \{1\}\; \{3\}\}\; \{\backslash \; frac\; \{d\; [\backslash \; mathrm\; \{C\}]\}\; \{dt\}\}.\}$

Если реакция протекает в закрытой системе при постоянной температура и объем, без накопления промежуточных продуктов реакции, скорость реакции $v\; \{\backslash \; displaystyle\; v\}$определяется как

$v\; =\; 1\; \nu \; id\; [X\; я]\; dt,\; \{\backslash \; displaystyle\; v\; =\; \{\backslash \; frac\; \{1\}\; \{\backslash \; nu\; \_\; \{i\}\}\}\; \{\backslash \; frac\; \{d\; [\backslash \; mathrm\; \{X\}\; \_\; \{i\}]\}\; \{dt\}\},\}$

где ν i - стехиометрический коэффициент для химического вещества X i со знаком минус для реагента.

Начальная скорость реакции $v\; \{\backslash \; displaystyle\; v\; \}$0= $v\; \{\backslash \; displaystyle\; v\}$(t = 0) имеет некоторую функциональную зависимость от концентраций реагентов,

$v\; 0\; =\; f\; ([A],\; [B],\dots ),\; \{\backslash \; displaystyle\; v\_\; \{0\}\; =\; f\; \backslash \; left\; ([\backslash \; mathrm\; \{A\}],\; [\backslash \; mathrm\; \{B\}],\; \backslash \; ldots\; \backslash \; right),\}$

, и эта зависимость известна как уравнение скорости или скорость закон. Этот закон обычно не может быть выведен из химического уравнения и должен быть определен экспериментально.

Распространенной формой уравнения скорости является степенной закон:

$v\; 0\; =\; k\; [A]\; x\; [B]\; y\dots \; \{\backslash \; displaystyle\; v\_\; \{0\}\; =\; k\; [A]\; ^\; \{x\}\; [B]\; ^\; \{y\}\; \backslash \; ldots\}$

Константа k называется константой скорости. Показатели степени, которые могут быть дробными, называются частичными порядками реакции, а их сумма - общим порядком реакции.

В разбавленном растворе элементарная реакция (одна с одной стадией с одним переходным состоянием) эмпирически установлено, что оно подчиняется закону действия масс. Это предсказывает, что скорость зависит только от концентраций реагентов, возведенных в степень их стехиометрических коэффициентов.

Определение порядка реакции

Метод начальных скоростей

натуральный логарифм степенного уравнения скорости:

$ln\; \; v\; 0\; =\; ln\; \; k\; +\; x\; ln\; \; [A]\; +\; y\; ln\; \; [B]\; +...\; \{\backslash \; displaystyle\; \backslash \; ln\; v\_\; \{0\}\; =\; \backslash \; ln\; k\; +\; x\; \backslash \; ln\; [A]\; +\; y\; \backslash \; ln\; [B]\; +...\}$

Это можно использовать для оценки порядка реакции каждого реагента. Например, начальная скорость может быть измерена в серии экспериментов при различных начальных концентрациях реагента A, при этом все остальные концентрации [B], [C],... остаются постоянными, так что

$ln\; \; v\; 0\; =\; x\; ln\; \; [A]\; +\; константа.\; \{\backslash \; displaystyle\; \backslash \; ln\; v\_\; \{0\}\; =\; x\; \backslash \; ln\; [A]\; +\; \{\backslash \; textrm\; \{constant\}\}.\}$

наклон графика $ln\; \; v\; \{\backslash \; displaystyle\; \backslash \; ln\; v\}$как функция от $ln\; \; [A]\; \{\backslash \; displaystyle\; \backslash \; ln\; [A]\}$тогда соответствует порядку x по отношению к реагенту A.

Однако этот метод не всегда надежен, поскольку

1. измерение начальной скорости требует точного определения небольших изменений концентрации за короткое время (по сравнению с реакцией период полураспада ) и является чувствителен к ошибкам, и
2. уравнение скорости не будет полностью определено, если скорость также зависит от веществ, не присутствующих в начале реакции, таких как промежуточные продукты или продукты.

Интегральный метод

Предварительное уравнение скорости, определенное методом начальных скоростей, поэтому обычно проверяется путем сравнения концентраций, измеренных в течение более длительного времени (несколько периодов полураспада), с интегрированной формой уравнения скорости; это предполагает, что реакция идет до завершения.

Например, интегрированный закон скорости для реакции первого порядка:

$ln\; \; [A]\; =\; -\; kt\; +\; ln\; \; [A]\; 0\; \{\backslash \; displaystyle\; \backslash \; \backslash \; ln\; \{[A]\}\; =\; -kt\; +\; \backslash \; ln\; \{[A]\; \_\; \{0\}\}\}$,

где [A] - концентрация в момент времени t, а [A] 0 - начальная концентрация в нулевой момент времени. Закон скорости первого порядка подтверждается, если $ln\; \; [A]\; \{\backslash \; displaystyle\; \backslash \; ln\; \{[A]\}\}$фактически является линейной функцией времени. В этом случае константа скорости $k\; \{\backslash \; displaystyle\; k\}$равна наклону с обратным знаком.

Метод заливки

Частичный порядок по отношению к данному реагенту можно оценить с помощью метода затопления (или изоляции) Оствальда. В этом методе концентрация одного реагента измеряется со всеми другими реагентами в большом избытке, так что их концентрация остается практически постоянной. Для реакции a · A + b · B → c · C с законом скорости: $v\; 0\; =\; k\; \cdot \; [A]\; x\; \cdot \; [B]\; y\; \{\backslash \; displaystyle\; v\_\; \{0\}\; =\; k\; \backslash \; cdot\; [\{\backslash \; rm\; \{A\}\}]\; ^\; \{x\}\; \backslash \; cdot\; [\{\backslash \; rm\; \{B\}\}]\; ^\; \{y\}\}$, частичный порядок x по отношению к A определяется с использованием большого превышения B. в данном случае

$v\; 0\; =\; k\; \prime \; \cdot \; [A]\; x\; \{\backslash \; displaystyle\; v\_\; \{0\}\; =\; k\; \text{'}\backslash \; cdot\; [\{\backslash \; rm\; \{A\}\}]\; ^\; \{x\}\}$с $k\; \text{'}=\; k\; \cdot \; [B]\; y\; \{\backslash \; displaystyle\; k\text{'}\; =\; k\; \backslash \; cdot\; [\{\backslash \; rm\; \{B\}\}]\; ^\; \{y\}\}$,

и x может быть определен интегральным методом. Порядок y по отношению к B при тех же условиях (с избытком B) определяется серией аналогичных экспериментов с диапазоном начальной концентрации [B] 0, так что изменение k 'может быть

Нулевой порядок

Для реакций нулевого порядка скорость реакции не зависит от концентрации реагента, поэтому изменение его концентрации не влияет на скорость реакции. Таким образом, концентрация изменяется линейно со временем. Это может произойти, когда существует узкое место, которое ограничивает количество молекул реагента, которые могут реагировать одновременно, например, если реакция требует контакта с ферментом или каталитической поверхностью.

Многие ферменты -катализируемые реакции имеют нулевой порядок при условии, что концентрация реагента намного больше, чем концентрация фермента, который контролирует скорость, так что фермент насыщается. Например, биологическое окисление этанола до ацетальдегида ферментом алкогольдегидрогеназой печени (LADH) имеет нулевой порядок в этаноле.

Аналогично реакции с гетерогенным катализом могут иметь нулевой порядок, если каталитическая поверхность насыщена. Например, разложение фосфина (PH 3) на горячей поверхности вольфрама при высоком давлении представляет собой нулевой порядок по фосфину, который разлагается с постоянной скоростью. 421>

В гомогенном катализе поведение нулевого порядка может возникать в результате обратимого ингибирования. Например, метатезисная полимеризация с раскрытием цикла с использованием катализатора Граббса третьего поколения демонстрирует поведение нулевого порядка в катализаторе из-за обратимого ингибирования, которое происходит между пиридин и рутениевый центр.

Первый порядок

Реакция первого порядка зависит от концентрации только одного реагента (мономолекулярная реакция). Могут присутствовать и другие реагенты, но каждый будет нулевого порядка. Закон скорости такой реакции:

$-\; d\; [A]\; dt\; =\; k\; [A],\; \{\backslash \; displaystyle\; -\; \{\backslash \; frac\; \{d\; [\{\backslash \; ce\; \{A\}\}]\}\; \{dt\}\}\; =\; k\; [\{\; \backslash \; ce\; \{A\}\}],\}$

Период полураспада не зависит от начальной концентрации и определяется выражением $t\; 1/2\; =\; ln\; \; (2)\; k\; \{\backslash \; displaystyle\; t\_\; \{1/2\}\; =\; \{\backslash \; frac\; \{\backslash \; ln\; \{(2)\}\}\; \{k\}\}\}$.

Примеры таких реакций:

• $H\; 2\; O\; 2\; (l)\; ⟶\; H\; 2\; O\; (l)\; +\; 1\; 2\; O\; 2\; (g)\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; ce\; \{H2O2\; (l)\; ->H2O\; (l)\; +\; 1\; /\; 2O2\; (g)\}\}\}$
• $Cl\; 2\; (л)\; ⟶\; SO\; 2\; (г)\; +\; Cl\; 2\; (г)\; \{\backslash \; Displaystyle\; \{\backslash \; ce\; \{SO2Cl2\; (л)\; ->SO2\; (г)\; +\; Cl2\; (г)\}\}\}$
• $2\; N\; 2\; O\; 5\; (г)\; ⟶\; 4\; NO\; 2\; (г)\; +\; O\; 2\; (г)\; \{\backslash \; Displaystyle\; \{\backslash \; ce\; \{2N2O5\; (г)\; ->4NO2\; (г)\; +\; O2\; (г)\}\}\}$

В органической химии класс реакций SN1 (мономолекулярное нуклеофильное замещение) состоит из реакций первого порядка. Например, при реакции ионов арилдиазония с нуклеофилами в водном растворе ArN 2 + X → ArX + N 2 скорость уравнение v = k [ArN 2 ], где Ar указывает на арил группу.

Второй порядок

Реакция называется второй. заказ, когда общий заказ равен двум. Скорость реакции второго порядка может быть пропорциональна квадрату одной концентрации $v\; 0\; =\; k\; [A]\; 2\; \{\backslash \; displaystyle\; v\_\; \{0\}\; =\; k\; [A]\; ^\; \{2\}\; \backslash ,\}$или (чаще) на произведение двух концентраций $v\; 0\; =\; k\; [A]\; [B]\; \{\backslash \; displaystyle\; v\_\; \{0\}\; =\; k\; [A]\; [B]\; \backslash ,\}$. В качестве примера первого типа реакция NO 2 + CO → NO + CO 2 имеет второй порядок по реагенту NO 2 и нулевой порядок по CO реагента. Наблюдаемая скорость определяется как $v\; 0\; =\; k\; [NO\; 2]\; 2\; \{\backslash \; displaystyle\; v\_\; \{0\}\; =\; k\; [\{\backslash \; ce\; \{NO2\}\}]\; ^\; \{2\}\; \backslash ,\}$и не зависит от концентрации CO.

Для скорости, пропорциональной квадрату одной концентрации, зависимость концентрации от времени определяется выражением

$1\; [A]\; =\; 1\; [A]\; 0\; +\; kt\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; frac\; \{1\}\; \{\{\backslash \; ce\; \{[A]\}\}\}\}\; =\; \{\backslash \; frac\; \{1\}\; \{\{\backslash \; ce\; \{[A]\; 0\}\}\}\}\; +\; kt\}$

Временная зависимость скорости, пропорциональной двум неравным концентрациям, равна

$[A]\; [B]\; =\; [A]\; 0\; [B]\; 0\; e\; ([A]\; 0\; -\; [B]\; 0)\; kt\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; frac\; \{\; \{\backslash \; ce\; \{[A]\}\}\}\; \{\{\backslash \; ce\; \{[B]\}\}\}\}\; =\; \{\backslash \; frac\; \{\{\backslash \; ce\; \{[A]\; 0\}\}\}\; \{\{\backslash \; ce\; \{[B]\; 0\}\}\}\; \}\; e\; ^\; \{(\{\backslash \; ce\; \{[A]\; 0\}\}\; -\; \{\backslash \; ce\; \{[B]\; 0\}\})\; kt\}\}$;

если концентрации равны, они удовлетворяют предыдущему уравнению.

Второй тип включает нуклеофильные реакции присоединения-элиминирования, такие как щелочной гидролиз этилацетата :

CH3COOC 2H5+ OH → CH 3 COO + C 2H5OH

Эта реакция протекает первого порядка по каждому реагенту и второго порядка в целом: $v\; \{\backslash \; displaystyle\; v\}$0= k [CH 3 COOC 2H5] [OH]

Если одна и та же реакция гидролиза катализируется имидазолом, уравнение скорости принимает вид v = k [имидазол] [CH 3 COOC 2H5]. Скорость первого порядка для одного реагента (этилацетата), а также первого порядка для имидазола, который как катализатор не фигурирует в общем химическом уравнении.

Другим хорошо известным классом реакций второго порядка являются реакции SN2 (бимолекулярное нуклеофильное замещение), такие как реакция н-бутилбромида с йодидом натрия в ацетоне :

CH3CH2CH2CH2Br + NaI → CH 3CH2CH2CH2I + NaBr ↓

Это же соединение можно заставить пройти реакцию бимолекулярного (E2) элиминирования, другого распространенного типа реакции второго порядка, если йодид натрия и ацетон заменить трет-бутоксидом натрия в качестве соли и трет-бутанолом в качестве растворителя:

CH3CH2CH2CH2Br + NaOt-Bu → CH 3CH2CH = CH 2 + NaBr + HOt-Bu

Псевдопервый порядок

Если концентрация реагента остается постоянной (потому что это катализатор, или из-за того, что он намного превосходит другие реагенты), его концентрацию можно включить в константу скорости, получив уравнение скорости псевдо-первого порядка (или иногда псевдо-второго порядка). Для типичной реакции второго порядка со скоростным уравнением v = k [A] [B], если концентрация реагента B постоянна, то $v\; \{\backslash \; displaystyle\; v\}$0= k [A] [B] = k '[A], где константа скорости псевдопервого порядка k' = k [B]. Уравнение скорости второго порядка было сведено к уравнению скорости псевдопервого порядка, что значительно упрощает обработку для получения интегрального уравнения скорости.

Одним из способов получения реакции псевдопервого порядка является использование большого избытка одного реагента (скажем, [B] ≫ [A]), так что по мере развития реакции только небольшая часть Избыток реагента (B) расходуется, и можно считать, что его концентрация остается постоянной. Например, гидролиз сложных эфиров разбавленными минеральными кислотами следует псевдо- кинетике первого порядка, где концентрация воды присутствует в большом избытке:

CH3COOCH 3 + H 2 O → CH 3 COOH + CH 3OH

Гидролиз сахарозы (C 12H22O11) в кислотном растворе часто называют реакцией первого порядка со скоростью r = k [ C 12H22O11]. Уравнение истинной скорости представляет собой уравнение третьего порядка, r = k [C 12H22O11] [H] [H 2 O]; однако концентрации как катализатора H, так и растворитель H 2 O обычно постоянны, поэтому реакция является псевдопервым порядком.

Резюме для порядков реакции 0, 1, 2 и n

Элементарно стадии реакции с порядком 3 (называемые тройными реакциями) редки и маловероятны. Однако общие реакции, состоящие из нескольких элементарных стадий, конечно, могут иметь любой (включая нецелочисленный) порядок.

	Нулевой порядок	Первый порядок	Второй порядок	n-й порядок (g = 1-n)
Закон скорости	$-\; d\; [A]\; /\; dt\; =\; к\; \{\backslash \; дис\; стиль\; игры\; -\; \{d\; [\{\backslash \; ce\; \{A\}\}]\}\; /\; \{dt\}\; =\; k\}$	$-\; d\; [A]\; /\; dt\; =\; k\; [A]\; \{\backslash \; displaystyle\; -\; \{d\; [\{\backslash \; ce\; \{A\}\}]\; ]\}\; /\; \{dt\}\; =\; к\; [\{\backslash \; ce\; \{A\}\}]\}$	$-\; d\; [A]\; /\; dt\; =\; k\; [A]\; 2\; \{\backslash \; displaystyle\; -\; \{d\; [\{\backslash \; ce\; \{A\}\}]\}\; /\; \{dt\}\; =\; к\; [\{\backslash \; ce\; \{A\}\}]\; ^\; \{2\}\}$	$-\; d\; [A]\; /\; dt\; =\; k\; [A]\; n\; \{\backslash \; displaystyle\; -\; \{d\; [\{\backslash \; ce\; \{A\}\}]\; ]\}\; /\; \{dt\}\; =\; k\; [\{\backslash \; ce\; \{A\}\}]\; ^\; \{n\}\}$
Закон интегрированной ставки	$[A]\; =\; [A]\; 0\; -\; kt\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; ce\; \{[A\; ]\; =\; [A]\; 0\}\}\; -\; kt\}$	$[A]\; =\; [A]\; 0\; e\; -\; kt\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; ce\; \{[A]\; =\; [A]\; 0\}\}\; e\; ^\; \{-\; kt\}\}$	$1\; [A]\; =\; 1\; [A]\; 0\; +\; kt\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; frac\; \{1\}\; \{\{\backslash \; ce\; \{[A]\}\}\}\}\; =\; \{\backslash \; frac\; \{1\}\; \{\{\backslash \; ce\; \{[A]]\; 0\}\}\}\}\; +\; kt\}$	$[A]\; g\; =\; [A]\; 0\; g\; -\; gkt\; \{\backslash \; displaystyle\; [\{\backslash \; ce\; \{A\}\}]\; ^\; \{g\}\; =\; \{\{\backslash \; ce\; \{[A]\; 0\}\; \}\; ^\; \{g\}\}\; -\; gkt\}$ [Кроме первого порядка]
Единицы постоянной скорости (k)	$M\; s\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; rm\; \{\backslash \; frac\; \{M\}\; \{s\}\}\}\}$	$1\; s\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; rm\; \{\backslash \; frac\; \{1\}\; \{s\}\}\}\}$	$1\; M\; \cdot \; s\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; rm\; \{\backslash \; frac\; \{1\}\; \{M\; \backslash \; cdot\; s\}\}\}\; \}$	$M\; gs\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; frac\; \{\{\backslash \; rm\; \{M\}\}\; ^\; \{g\}\}\; \{\backslash \; rm\; \{s\}\}\}\}$
Линейный график для определения k	[A ] против t	$пер\; \; ([A])\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; ce\; \{\backslash \; l\; n\; ([A])\}\}\}$vs. t	$1\; [A]\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; ce\; \{\{\backslash \; frac\; \{1\}\; \{[A]\}\}\}\}\}\}$vs. t	$[A]\; g\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; ce\; \{\{\backslash \; rm\; \{[A]\}\}\; ^\; \{g\}\}\}\}$vs. t [Кроме первого порядка]
Период полураспада	$t\; 1\; 2\; =\; [A]\; 0\; 2\; k\; \{\backslash \; displaystyle\; t\; \_\; \{\backslash \; frac\; \{1\}\; \{2\}\}\; =\; \{\backslash \; frac\; \{\; \{\backslash \; ce\; \{[A]\; 0\}\}\}\; \{2k\}\}\}$	$t\; 1\; 2\; =\; ln\; \; (2)\; k\; \{\backslash \; displaystyle\; t\; \_\; \{\backslash \; frac\; \{1\}\; \{2\}\}\; =\; \{\backslash \; frac\; \{\backslash \; ln\; (2)\}\; \{k\}\}\}$	$t\; 1\; 2\; =\; 1\; k\; [A]\; 0\; \{\backslash \; displaystyle\; t\; \_\; \{\backslash \; frac\; \{1\}\; \{2\}\}\; =\; \{\backslash \; frac\; \{1\}\; \{k\; \{\backslash \; ce\; \{[\; A]\; 0\}\}\}\}\}$	$t\; 1\; 2\; =\; [A]\; 0\; g\; (1-2\; -\; g)\; gk\; \{\backslash \; displaystyle\; t\; \_\; \{\backslash \; frac\; \{1\}\; \{2\}\}\; =\; \{\backslash \; frac\; \{\{\backslash \; ce\; \{[A]\; 0\}\}\; ^\; \{g\}\; (1-2\; ^\; \{-\; g\})\}\; \{gk\}\}\}$ [Предел необходим для первого порядка]

Где M означает концентрацию в молярность (моль · л), t - время и k - константа скорости реакции. Период полураспада реакции первого порядка часто выражается как t 1/2 = 0,693 / k (как ln (2) ≈0,693).

.

Дробный порядок

В реакциях дробного порядка порядок является нецелым числом, что часто указывает на цепную химическую реакцию или другой сложный механизм реакции. Например, пиролиз ацетальдегида (CH 3 CHO) в метан и монооксид углерода протекает с порядка 1,5 по ацетальдегиду: r = k [CH 3 CHO]. Разложение фосгена (COCl 2) до монооксида углерода и хлора имеет порядок 1 по отношению к самому фосгену и порядок 0,5 по отношению к хлору: v = k [COCl 2 ] [Cl 2].

Порядок цепной реакции можно рационализировать, используя приближение устойчивого состояния для концентрации реакционноспособных промежуточных продуктов, таких как свободных радикалов. Для пиролиза ацетальдегида механизм Райса- Герцфельда - это

Инициирование

CH3СНО → • СН 3 + • СНО

Распространение

• CH 3 + CH 3 CHO → CH 3 CO • + CH 4

CH3CO • → • CH 3 + CO

Окончание

2 • CH 3 → C 2H6

, где • обозначает свободный радикал. Для упрощения теории реакции • CHO с образованием второго • CH 3 игнорируются.

В установившемся состоянии скорости образования и разрушения метильных радикалов равны, так что

$d\; [\cdot \; CH\; 3]\; dt\; =\; ki\; [CH\; 3\; CHO]\; -\; kt\; [\cdot \; CH\; 3]\; 2\; =\; 0\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; frac\; \{d\; [\{\backslash \; ce\; \{.CH3\}\}]\}\; \{dt\}\}\; =\; k\_\; \{i\}\; [\{\backslash \; ce\; \{CH3CHO\}\}]\; -\; k\_\; \{t\}\; [\{\backslash \; ce\; \{.\; CH3\}\}]\; ^\; \{2\}\; =\; 0\}$,

так, чтобы концентрация метильного радикала удовлетворяла условию

$[\cdot \; CH\; 3]\; \propto \; [CH\; 3\; CHO]\; 1\; 2\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; ce\; \{[.CH3]\; \backslash \; quad\; \backslash \; propto\; \backslash \; quad\; [CH3CHO]\; ^\; \{1/2\}\}\}\}$.

Скорость реакции равна скорости стадий распространения, которые образуют основные продукты реакции CH 4 и CO:

$v\; 0\; =\; d\; [CH\; 4]\; dt\; |\; 0\; =\; kp\; [\cdot \; CH\; 3]\; [CH\; 3\; CHO]\; \propto \; [CH\; 3\; CHO]\; 3\; 2\; \{\backslash \; displaystyle\; v\_\; \{0\}\; =\; \{\backslash \; frac\; \{d\; [\{\backslash \; ce\; \{CH4\}\}]\}\; \{dt\}\}\; |\; \_\; \{0\}\; =\; k\_\; \{p\}\; \{\backslash \; ce\; \{[.CH3]\; [CH3CHO]\}\}\; \backslash \; quad\; \backslash \; propto\; \backslash \; quad\; \{\backslash \; ce\; \{[CH3CHO]\; ^\; \{3/2\}\}\}\}$

в соответствии с экспериментальный порядок 3/2.

Смешанный порядок

Более сложные законы скорости были описаны как смешанные, если они приближаются к законам более чем одного порядок при различных концентрациях участвующих химических веществ. Например, закон скорости вида $v\; 0\; =\; k\; 1\; [A]\; +\; k\; 2\; [A]\; 2\; \{\backslash \; displaystyle\; v\_\; \{0\}\; =\; k\_\; \{1\}\; [A]\; +\; k\_\; \{2\}\; [A]\; ^\; \{2\}\}$представляет собой одновременные реакции первого и второго порядка (или, чаще, одновременные реакции псевдопервого и второго порядка), и могут быть описаны как смешанные реакции первого и второго порядка. Для достаточно больших значений [A] такая реакция будет приближаться к кинетике второго порядка, но для меньших [A] кинетика будет приближаться к первому порядку (или псевдопервому порядку). По мере того, как реакция прогрессирует, реакция может меняться со второго порядка на первый по мере расходования реагента.

Другой тип закона скорости смешанного порядка имеет знаменатель из двух или более членов, часто потому, что идентичность этапа определения скорости зависит от значений концентраций. Примером является окисление спирта до кетона с помощью гексацианоферрата (III) иона [Fe (CN) 6 ] с ион рутената (VI) (RuO 4) в качестве катализатора. Для этой реакции скорость исчезновения гексацианоферрата (III) составляет $v\; 0\; =\; [Fe\; (CN)\; 6]\; 2\; -\; k\; \alpha \; +\; k\; \beta \; [Fe\; (CN)\; 6]\; 2\; -\; \{\backslash \; displaystyle\; v\_\; \{0\}\; =\; \{\backslash \; frac\; \{\{\backslash \; ce\; \{[Fe\; (CN)\; 6]\; ^\; 2\; -\}\}\}\; \{k\; \_\; \{\backslash \; alpha\}\; +\; k\; \_\; \{\backslash \; beta\}\; \{\backslash \; ce\; \{[Fe\; (CN)\; 6]\; ^\; 2-\}\}\; \}\}\}$

Это нулевой порядок по отношению к гексацианоферрату (III) в начале реакции (когда его концентрация высока и рутениевый катализатор быстро регенерируется), но изменяется на первый порядок, когда его концентрация уменьшается и регенерация катализатора становится определяющей.

Известные механизмы с законами скорости смешанного порядка с двухчленными знаменателями включают:

• кинетика Михаэлиса-Ментен для ферментативного катализа: первый порядок по субстрату (второй порядок в целом) при низком уровне субстрата концентрации, нулевой порядок по субстрату (первый порядок в целом) при более высоких концентрациях субстрата; и
• механизм Линдемана для мономолекулярных реакций: второй порядок при низких давлениях, первый порядок при высоких давлениях.

Отрицательный порядок

Скорость реакции может иметь отрицательный частичный порядок по отношению к веществу. Например, преобразование озона (O3) в кислород следует уравнению скорости $v\; 0\; =\; k\; [O\; 3]\; 2\; [O\; 2]\; \{\backslash \; displaystyle\; v\_\; \{0\}\; =\; k\; \{\backslash \; frac\; \{\{\backslash \; ce\; \{[O\_3]\; ^\; 2\}\}\}\; \{\{\backslash \; ce\; \{[O\_2]\}\}\}\}\}$в избытке кислорода. Это соответствует второму порядку по озону и порядку (-1) по кислороду.

Когда частичный порядок отрицательный, общий порядок обычно считается неопределенным. Например, в приведенном выше примере реакция не описывается как реакция первого порядка, даже если сумма частичных порядков равна $2\; +\; (-\; 1)\; =\; 1\; \{\backslash \; displaystyle\; 2\; +\; (-\; 1)\; =\; 1\}$, потому что уравнение скорости более сложное, чем уравнение простой реакции первого порядка.

Пара прямых и обратных реакций может происходить одновременно со сравнимыми скоростями. Например, A и B реагируют с образованием продуктов P и Q и наоборот (a, b, p и q - стехиометрические коэффициенты ):

Выражение скорости реакции для вышеуказанных реакций (при условии, что каждая из них является элементарной) можно записать как:

$v\; =\; k\; 1\; [A]\; a\; [B]\; b\; -\; k\; -\; 1\; [\; P]\; p\; [Q]\; q\; \{\backslash \; displaystyle\; v\; =\; k\_\; \{1\}\; [\{\backslash \; ce\; \{A\}\}]\; ^\; \{a\}\; [\{\backslash \; ce\; \{B\}\}]\; ^\; \{b\}\; -k\; \_\; \{-\; 1\}\; [\{\; \backslash \; ce\; \{P\}\}]\; ^\; \{p\}\; [\{\backslash \; ce\; \{Q\}\}]\; ^\; \{q\}\}$

где: k 1 - коэффициент скорости реакции, которая потребляет A и B ; k −1 - коэффициент скорости обратной реакции, которая потребляет P и Q и производит A и B.

Константы k 1 и k −1 связаны с коэффициентом равновесия реакции (K) следующим соотношением (установите баланс v = 0):

$k\; 1\; [A]\; a\; [B]\; b\; =\; k\; -\; 1\; [P]\; p\; [Q]\; q\; \{\backslash \; displaystyle\; k\_\; \{1\}\; [\{\backslash \; ce\; \{A\}\}]\; ^\; \{a\}\; [\{\backslash \; ce\; \{B\}\}]\; ^\; \{b\}\; =\; k\; \_\; \{-\; 1\}\; [\{\backslash \; ce\; \{P\}\}]\; ^\; \{p\}\; [\{\backslash \; ce\; \{Q\}\}]\; ^\; \{q\}\}$

$К\; =\; [P]\; p\; [Q]\; q\; [A]\; a\; [B]\; b\; =\; k\; 1\; k\; -\; 1\; \{\backslash \; displaystyle\; K\; =\; \{\backslash \; frac\; \{[\{\backslash \; ce\; \{P\}\}]\; ^\; \{p\}\; [\{\backslash \; ce\; \{Q\}\}]\; ^\; \{q\}\}\; \{[\{\backslash \; ce\; \{A\}\}]\; ^\; \{a\}\; [\{\backslash \; ce\; \{B\}\}]\; ^\; \{b\}\}\}\; =\; \{\backslash \; frac\; \{k\_\; \{1\}\}\; \{k\; \_\; \{-\; 1\}\}\}\}$

Концентрация A (A 0 = 0,25 моль / л) и B в зависимости от времени достижения равновесия k 1 = 2 мин и k −1 = 1 мин

Простой пример

В простом равновесии между двумя видами:

где реакция начинается с начальной концентрации реагента A, $[A]\; 0\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; ce\; \{[A]\; 0\}\}\}$, и начальная концентрация 0 для продукта P в момент времени t = 0.

Тогда константа K в состоянии равновесия выражается как:

$K\; =\; defk\; 1\; k\; -\; 1\; =\; [P]\; e\; [A]\; e\; \{\backslash \; displaystyle\; K\; \backslash \; \{\backslash \; stackrel\; \{\backslash \; mathrm\; \{def\}\}\; \{=\}\}\; \backslash \; \{\backslash \; frac\; \{k\_\; \{1\}\}\; \{k\; \_\; \{-\; 1\}\}\}\; =\; \{\backslash \; frac\; \{\backslash \; left\; [\{\backslash \; ce\; \{P\}\}\; \backslash \; right]\; \_\; \{e\}\}\; \{\backslash \; left\; [\{\; \backslash \; ce\; \{A\}\}\; \backslash \; right]\; \_\; \{e\}\}\}\}$

Где $[A]\; e\; \{\backslash \; displaystyle\; [\{\backslash \; ce\; \{A\}\}]\; \_\; \{e\}\}$и $[P]\; e\; \{\backslash \; displaystyle\; [\{\backslash \; ce\; \{P\}\}]\; \_\; \{e\}\}$- концентрации A и P в состоянии равновесия, соответственно.

Концентрация A во время t, $[A]\; t\; \{\backslash \; displaystyle\; [\{\backslash \; ce\; \{A\}\}]\; \_\; \{t\}\}$, связана с концентрацией P в момент времени t, $[P]\; t\; \{\backslash \; displaystyle\; [\{\backslash \; ce\; \{P\}\}]\; \_\; \{t\}\}$, по уравнению равновесной реакции:

$[A]\; t\; =\; [A]\; 0\; -\; [P]\; t\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; ce\; \{[A]\; \_\; \{\backslash \; mathit\; \{t\}\}\; =\; [A]\; 0-\; [P]\; \_\; \{\backslash \; mathit\; \{t\}\}\}\}\}$

Термин $[P]\; 0\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; ce\; \{[P]\; 0\}\}\}$отсутствует, потому что в этом простом примере начальная концентрация P равна 0.

Это применимо, даже когда время t бесконечно; т.е. равновесие достигнуто:

$[A]\; e\; =\; [A]\; 0\; -\; [P]\; e\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; ce\; \{[A]\; \_\; \{\backslash \; mathit\; \{e\}\}\; =\; [A]\; 0-\; [P\; ]\; \_\; \{\backslash \; mathit\; \{e\}\}\}\}\}$

тогда по определению K следует, что

$[P]\; e\; =\; k\; 1\; k\; 1\; +\; k\; -\; 1\; [A]\; 0\; \{\backslash \; displaystyle\; [\; \{\backslash \; ce\; \{P\}\}]\; \_\; \{e\}\; =\; \{\backslash \; frac\; \{k\_\; \{1\}\}\; \{k\_\; \{1\}\; +\; k\; \_\; \{-\; 1\}\}\}\; \{\backslash \; ce\; \{[A]\; 0\}\}\}$

и, следовательно,

$[A]\; е\; =\; [A]\; 0\; -\; [P]\; e\; =\; k\; -\; 1\; k\; 1\; +\; k\; -\; 1\; [A]\; 0\; \{\backslash \; displaystyle\; \backslash \; [\{\backslash \; ce\; \{A\}\}]\; \_\; \{e\; \}\; =\; \{\backslash \; ce\; \{[A]\; 0\}\}\; -\; [\{\backslash \; ce\; \{P\}\}]\; \_\; \{e\}\; =\; \{\backslash \; frac\; \{k\; \_\; \{-\; 1\}\}\; \{k\_\; \{1\}\; +\; k\; \_\; \{-\; 1\}\}\}\; \{\backslash \; ce\; \{[A]\; 0\}\}\}$

Эти уравнения позволяют нам разделить систему дифференциальных уравнений и разрешить нам решать только концентрацию A.

Уравнение реакции было задано ранее как:

$v\; =\; k\; 1\; [A]\; a\; [B]\; b\; -\; k\; -\; 1\; [P]\; p\; [Q]\; q\; \{\backslash \; displaystyle\; v\; =\; k\_\; \{1\}\; [\{\backslash \; ce\; \{A\}\}]\; ^\; \{a\}\; [\{\backslash \; ce\; \{B\}\}]\; ^\; \{b\}\; -k\; \_\; \{-\; 1\}\; [\{\backslash \; ce\; \{P\}\}]\; ^\; \{p\}\; [\{\backslash \; ce\; \{\; Q\}\}]\; ^\; \{q\}\}$

Для это просто

$-\; d\; [A]\; dt\; знак\; равно\; к\; 1\; [A]\; t\; -\; k\; -\; 1\; [P]\; t\; \{\backslash \; displaystyle\; -\; \{\backslash \; frac\; \{d\; [\{\backslash \; ce\; \{A\}\}]\}\; \{dt\}\}\; =\; k\_\; \{1\}\; [\{\backslash \; ce\; \{A\}\; \}]\; \_\; \{t\}\; -k\; \_\; \{-\; 1\}\; [\{\backslash \; ce\; \{P\}\}]\; \_\; \{t\}\}$

Производная отрицательна, потому что это скорость реакции, идущей от A к P, и, следовательно, концентрация A уменьшается. Чтобы упростить запись, пусть x будет $[A]\; t\; \{\backslash \; displaystyle\; [\{\backslash \; ce\; \{A\}\}]\; \_\; \{t\}\}$, концентрация A в момент времени t. Пусть $xe\; \{\backslash \; displaystyle\; x\_\; \{e\}\}$будет концентрацией A в состоянии равновесия. Тогда:

$-\; d\; [A]\; dt\; =\; k\; 1\; [A]\; t\; -\; k\; -\; 1\; [P]\; t\; -\; dxdt\; =\; k\; 1\; x\; -\; k\; -\; 1\; [P]\; T\; знак\; равно\; К\; 1\; Икс\; -\; К\; -\; 1\; ([А]\; 0\; -\; Икс)\; =\; (К\; 1\; +\; К\; -\; 1)\; Икс\; -\; К\; -\; 1\; [А]\; 0\; \{\backslash \; Displaystyle\; \{\backslash \; begin\; \{Выровнено\}\; -\; \{\backslash \; frac\; \{d\; [\{\backslash \; ce\; \{A\}\}]\}\; \{dt\}\}\; =\; \{k\_\; \{1\}\; [\{\backslash \; ce\; \{A\}\}]\; \_\; \{t\}\}\; -\; \{k\; \_\; \{-\; 1\}\; [\{\backslash \; ce\; \{P\}\}]\; \_\; \{t\}\}\; \backslash \backslash \; -\; \{\backslash \; frac\; \{dx\}\; \{dt\}\}\; =\; \{k\_\; \{1\}\; x\}\; -\; \{k\; \_\; \{-\; 1\}\; [\{\backslash \; ce\; \{P\}\}]\; \_\; \{t\}\}\; \backslash \backslash \; =\; \{k\_\; \{1\}\; x\}\; -\; \{k\; \_\; \{-\; 1\}\; (\{\backslash \; ce\; \{[A]\; 0\}\}\; -\; x)\}\; \backslash \backslash \; =\; \{(k\_\; \{1\}\; +\; k\_\; \{\; -1\})\; x\}\; -\; \{k\; \_\; \{-\; 1\}\; \{\backslash \; ce\; \{[A]\; 0\}\}\}\; \backslash \; end\; \{align\}\}\}$

Поскольку:

$k\; 1\; +\; k\; -\; 1\; =\; k\; -\; 1\; [\; A]\; 0\; xe\; \{\backslash \; displaystyle\; k\_\; \{1\}\; +\; k\; \_\; \{-\; 1\}\; =\; k\; \_\; \{-\; 1\}\; \{\backslash \; frac\; \{\{\backslash \; ce\; \{[A]\; 0\}\}\}\; \{x\_\; \{e\}\}\}\}$

скорость реакции становится:

$dxdt\; =\; k\; -\; 1\; [A]\; 0\; xe\; (xe\; -\; x)\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; frac\; \{dx\}\; \{dt\}\}\; =\; \{\backslash \; frac\; \{k\; \_\; \{-\; 1\; \}\; \{\backslash \; ce\; \{[A]\; 0\}\}\}\; \{x\_\; \{e\}\}\}\; (x\_\; \{e\}\; -x)\}$

что дает:

$ln\; \; ([A]\; 0\; -\; [A]\; e\; [A]\; T\; -\; [A]\; е)\; знак\; равно\; (К\; 1\; +\; К\; -\; 1)\; t\; \{\backslash \; Displaystyle\; \backslash \; ln\; \backslash \; left\; (\{\backslash \; frac\; \{\{\backslash \; ce\; \{[A]\; 0\}\}\}\; -\; [\{\backslash \; ce\; \{A\}\; \}]\; \_\; \{e\}\}\; \{[\{\backslash \; ce\; \{A\}\}]\; \_\; \{t\}\; -\; [\{\backslash \; ce\; \{A\}\}]\; \_\; \{e\}\}\}\; \backslash \; right)\; =\; (k\_\; \{1\}\; +\; k\; \_\; \{-\; 1\})\; t\}$

График отрицательного натурального логарифма концентрации A во времени минус концентрация в состоянии равновесия в зависимости от времени t дает прямую линию с наклоном k 1 + k -1. Путем измерения [A] e и [P] e будут известны значения K и две константы скорости реакции.

Обобщение простого примера

Если концентрация в момент времени t = 0 отличается от приведенной выше, приведенные выше упрощения недействительны и необходимо решить систему дифференциальных уравнений. Однако эту систему также можно решить точно, чтобы получить следующие обобщенные выражения:

$[A]\; =\; [A]\; 0\; 1\; k\; 1\; +\; k\; -\; 1\; (k\; -\; 1\; +\; k\; 1\; e\; -\; (k\; 1\; +\; k\; -\; 1)\; т)\; +\; [п]\; 0\; К\; -\; 1\; К\; 1\; +\; К\; -\; 1\; (1\; -\; е\; -\; (к\; 1\; +\; к\; -\; 1)\; т)\; \{\backslash \; displaystyle\; \backslash \; left\; [\{\backslash \; ce\; \{A\}\}\; \backslash \; right]\; =\; \{\; \backslash \; ce\; \{[A]\; 0\}\}\; \{\backslash \; frac\; \{1\}\; \{k\_\; \{1\}\; +\; k\; \_\; \{-\; 1\}\}\}\; \backslash \; left\; (k\; \_\; \{-\; 1\}\; +\; k\_\; \{1\}\; e\; ^\; \{-\; \backslash \; left\; (k\_\; \{\; 1\}\; +\; k\; \_\; \{-\; 1\}\; \backslash \; right)\; t\}\; \backslash \; right)\; +\; \{\backslash \; ce\; \{[P]\; 0\}\}\; \{\backslash \; frac\; \{k\; \_\; \{-\; 1\}\}\; \{k\_\; \{1\}\; +\; k\; \_\; \{-\; 1\}\}\}\; \backslash \; left\; (1-e\; ^\; \{-\; \backslash \; left\; (k\_\; \{1\}\; +\; k\; \_\; \{-\; 1\}\; \backslash \; right)\; t\}\; \backslash \; right)\}$

$[P]\; =\; [A]\; 0\; k\; 1\; k\; 1\; +\; k\; -\; 1\; (1\; -\; е\; -\; (к\; 1\; +\; к\; -\; 1)\; т)\; +\; [п]\; 0\; 1\; к\; 1\; +\; к\; -\; 1\; (к\; 1\; +\; к\; -\; 1\; е\; -\; (к\; 1\; +\; к\; -\; 1)\; т)\; \{\backslash \; Displaystyle\; \backslash \; left\; [\{\backslash \; ce\; \{P\}\}\; \backslash \; right]\; =\; \{\backslash \; ce\; \{[A]\; 0\}\}\; \{\backslash \; frac\; \{k\_\; \{1\}\}\; \{k\_\; \{1\}\; +\; k\; \_\; \{-\; 1\}\}\}\; \backslash \; left\; (1-\; e\; ^\; \{-\; \backslash \; left\; (k\_\; \{1\}\; +\; k\; \_\; \{-\; 1\}\; \backslash \; right)\; t\}\; \backslash \; right)\; +\; \{\backslash \; ce\; \{[P]\; 0\}\}\; \{\backslash \; frac\; \{1\}\; \{k\_\; \{1\}\; +\; k\_\; \{\; -1\}\}\}\; \backslash \; left\; (k\_\; \{1\}\; +\; k\; \_\; \{-\; 1\}\; e\; ^\; \{-\; \backslash \; left\; (k\_\; \{1\}\; +\; k\; \_\; \{-\; 1\}\; \backslash \; right)\; t\}\; \backslash \; right)\}$

Когда равновесие константа близка к единице, а скорость реакции очень высока, например, в конформационном анализе молекул, требуются другие методы для определения константы скорости, например, путем полного анализа формы линии в ЯМР-спектроскопии.

Если константы скорости для следующей реакции равны $k\; 1\; \{\backslash \; displaystyle\; k\_\; \{1\}\}$и $k\; 2\; \{\backslash \; displaystyle\; k\_\; \{2\}\}$; $A\; ⟶\; B\; ⟶\; C\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; ce\; \{A\; ->B\; ->C\}\}\}$, затем скорость уравнение:

Для реагента A: $d\; [A]\; dt\; =\; -\; k\; 1\; [A]\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; frac\; \{d\; [\{\backslash \; ce\; \{A\}\}]\}\; \{dt\}\}\; =\; -\; k\_\; \{1\}\; [\{\backslash \; ce\; \{A\}\}]\}$

Для реагента B: $d\; [B]\; dt\; =\; k\; 1\; [A]\; -\; k\; 2\; [B]\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; frac\; \{d\; [\{\; \backslash \; ce\; \{B\}\}]\}\; \{dt\}\}\; =\; k\_\; \{1\}\; [\{\backslash \; ce\; \{A\}\}]\; -\; k\_\; \{2\}\; [\{\backslash \; ce\; \{B\}\}]\}$

Для продукта C: $d\; [C]\; dt\; =\; k\; 2\; [B]\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; frac\; \{d\; [\{\backslash \; ce\; \{C\}\}]\}\; \{dt\}\}\; =\; k\_\; \{2\}\; [\{\backslash \; ce\; \{B\}\}]\}$

С индивидуальными концентрациями, масштабируемыми по общей совокупности реагентов, чтобы стать вероятностями, линейные системы дифференциальных уравнений такие как эти, можно сформулировать как основное уравнение. Дифференциальные уравнения могут быть решены аналитически, а уравнения интегральной скорости:

$[A]\; =\; [A]\; 0\; e\; -\; k\; 1\; t\; \{\backslash \; displaystyle\; [\{\backslash \; ce\; \{A\}\}]\; =\; \{\backslash \; ce\; \{[A]\; 0\; \}\}\; e\; ^\; \{-\; k\_\; \{1\}\; t\}\}$

$[B]\; =\; \{[A]\; 0\; k\; 1\; k\; 2\; -\; k\; 1\; (e\; -\; k\; 1\; t\; -\; e\; -\; k\; 2\; t)\; +\; [B]\; 0\; е\; -\; К\; 2\; Tk\; 1\; \ne \; К\; 2\; [A]\; 0\; К\; 1\; te\; -\; К\; 1\; T\; +\; [B]\; 0\; е\; -\; К\; 1\; T\; иначе\; \{\backslash \; displaystyle\; \backslash \; left\; [\{\backslash \; ce\; \{B\}\}\; \backslash \; right]\; =\; \{\backslash \; begin\; \{case\}\; \{\backslash \; ce\; \{[A]\; 0\}\}\; \{\backslash \; frac\; \{k\_\; \{1\}\}\; \{k\_\; \{2\}\; -k\_\; \{1\}\}\}\; \backslash \; left\; (e\; ^\; \{-\; k\_\; \{1\}\; t\}\; -e\; ^\; \{-\; k\_\; \{2\}\; t\}\; \backslash \; right)\; +\; \{\backslash \; ce\; \{[B]\; 0\}\}\; e\; ^\; \{-\; k\_\; \{2\}\; t\}\; k\_\; \{1\}\; \backslash \; neq\; k\_\; \{2\}\; \backslash \backslash \; \{\backslash \; ce\; \{[\; A]\; 0\}\}\; k\_\; \{1\}\; te\; ^\; \{-\; k\_\; \{1\}\; t\}\; +\; \{\backslash \; ce\; \{[B]\; 0\}\}\; e\; ^\; \{-\; k\_\; \{1\}\; t\}\; \{\backslash \; text\; \{иначе\}\}\; \backslash \backslash \; \backslash \; end\; \{cases\}\}\}$

$[C]\; =\; \{[A]\; 0\; (1\; +\; k\; 1\; e\; -\; k\; 2\; t\; -\; k\; 2\; e\; -\; k\; 1\; tk\; 2\; -\; k\; 1)\; +\; [B]\; 0\; (1\; -\; e\; -\; k\; 2\; t)\; +\; [C]\; 0\; k\; 1\; \ne \; k\; 2\; [A]\; 0\; (1\; -\; e\; -\; k\; 1\; t\; -\; k\; 1\; te\; -\; k\; 1\; t)\; +\; [B]\; 0\; (1\; -\; e\; -\; k\; 1\; t)\; +\; [C]\; 0\; иначе\; \{\backslash \; displaystyle\; \backslash \; left\; [\{\backslash \; ce\; \{C\}\}\; \backslash \; right]\; =\; \{\backslash \; begin\; \{cases\}\; \{\backslash \; ce\; \{[A]\; 0\}\}\; \backslash \; left\; (1\; +\; \{\backslash \; frac\; \{k\_\; \{1\}\; e\; ^\; \{-\; k\_\; \{2\}\; t\}\; -k\_\; \{2\}\; e\; ^\; \{-\; k\_\; \{1\}\; t\}\}\; \{k\_\; \{2\}\; -k\_\; \{1\}\}\}\; \backslash \; right)\; +\; \{\backslash \; ce\; \{[\; B]\; 0\}\}\; \backslash \; left\; (1-e\; ^\; \{-\; k\_\; \{2\}\; t\}\; \backslash \; right)\; +\; \{\backslash \; ce\; \{[C]\; 0\}\}\; k\_\; \{1\}\; \backslash \; neq\; k\_\; \{2\}\; \backslash \backslash \; \{\backslash \; ce\; \{[A]\; 0\}\}\; \backslash \; left\; (1-e\; ^\; \{-\; k\_\; \{1\}\; t\}\; -k\_\; \{1\}\; te\; ^\; \{-\; k\_\; \{1\}\; t\}\; \backslash \; right)\; +\; \{\backslash \; ce\; \{[B]\; 0\}\; \}\; \backslash \; left\; (1-e\; ^\; \{-\; k\_\; \{1\}\; t\}\; \backslash \; right)\; +\; \{\backslash \; ce\; \{[C]\; 0\}\}\; \{\backslash \; text\; \{иначе\}\}\; \backslash \backslash \backslash \; end\; \{case\}\}\}$

Приближение установившегося состояния приводит к очень похожим результатам более простым способом.

Динамика двух конкурентных реакций первого порядка с разными константами скорости.

Когда вещество реагирует одновременно с образованием двух разных продуктов, считается, что параллельная или конкурентная реакция протекает место.

Две реакции первого порядка

$A\; ⟶\; B\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; ce\; \{A\; ->B\}\}\}$и $A\; ⟶\; C\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; ce\; \{A\; ->C\}\; \}\}$, с константами $k\; 1\; \{\backslash \; displaystyle\; k\_\; \{1\}\}$и $k\; 2\; \{\backslash \; displaystyle\; k\_\; \{2\}\}$и уравнениями скорости $-\; d\; [A]\; dt\; =\; (k\; 1\; +\; k\; 2)\; [A]\; \{\backslash \; displaystyle\; -\; \{\backslash \; frac\; \{d\; [\{\backslash \; ce\; \{A\}\}]\}\; \{dt\}\}\; =\; (k\_\; \{1\}\; +\; k\_\; \{\; 2\})\; [\{\backslash \; ce\; \{A\}\}]\}$; $d\; [B]\; dt\; =\; k\; 1\; [A]\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; frac\; \{d\; [\{\backslash \; ce\; \{B\}\}]\}\; \{dt\}\}\; =\; k\_\; \{1\}\; [\{\backslash \; ce\; \{A\}\}]\}$и $d\; [C]\; dt\; =\; k\; 2\; [A]\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; frac\; \{d\; [\{\backslash \; ce\; \{C\}]\; \}]\}\; \{dt\}\}\; =\; k\_\; \{2\}\; [\{\backslash \; ce\; \{A\}\}]\}$

Тогда интегральные уравнения скорости $[A]\; =\; [A]\; 0\; e\; -\; (k\; 1\; +\; k\; 2)\; T\; \{\backslash \; displaystyle\; [\{\backslash \; ce\; \{A\}\}]\; =\; \{\backslash \; ce\; \{[A]\; 0\}\}\; e\; ^\; \{-\; (k\_\; \{1\}\; +\; k\; \_\; \{2\})\; t\}\}$; $[B]\; =\; k\; 1\; k\; 1\; +\; k\; 2\; [A]\; 0\; (1\; -\; e\; -\; (k\; 1\; +\; k\; 2)\; t)\; \{\backslash \; displaystyle\; [\{\backslash \; ce\; \{B\}\; \}]\; =\; \{\backslash \; frac\; \{k\_\; \{1\}\}\; \{k\_\; \{1\}\; +\; k\_\; \{2\}\}\}\; \{\backslash \; ce\; \{[A]\; 0\}\}\; (1-e\; ^\; \{-\; (k\_\; \{1\}\; +\; k\_\; \{2\; \})\; t\})\}$и $[C]\; =\; k\; 2\; k\; 1\; +\; k\; 2\; [A]\; 0\; (1\; -\; e\; -\; (k\; 1\; +\; k\; 2)\; t)\; \{\backslash \; displaystyle\; [\{\; \backslash \; ce\; \{C\}\}]\; =\; \{\backslash \; frac\; \{k\_\; \{2\}\}\; \{k\_\; \{1\}\; +\; k\_\; \{2\}\}\}\; \{\backslash \; ce\; \{[A]\; 0\}\}\; (1-e\; ^\; \{-\; (k\_\; \{1\; \}\; +\; k\_\; \{2\})\; t\})\}$.

Одно важное соотношение в этом случае: $[B]\; [C]\; =\; k\; 1\; k\; 2\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; frac\; \{\{\backslash \; ce\; \{[B]\}\}\}\; \{\{\backslash \; ce\; \{[C]\}\}\}\}\; =\; \{\backslash \; frac\; \{k\_\; \{1\}\}\; \{k\_\; \{2\}\}\}\}$

Одна реакция первого порядка и одна реакция второго порядка

Это может иметь место при изучении бимолекулярной реакции и одновременного гидролиза (который можно трактовать как псевдопорядок): гидролиз усложняет изучение кинетики реакции, потому что часть реагента «расходуется» в параллельная реакция. Например, A реагирует с R, давая наш продукт C, но в то же время реакция гидролиза забирает количество A с образованием B, побочного продукта: $A\; +\; H\; 2\; O\; ⟶\; B\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; ce\; \{A\; +\; H2O\; ->B\}\}\}$и $A\; +\; R\; ⟶\; C\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; ce\; \{A\; +\; R\; ->C\}\}\}$. Уравнения скорости: $d\; [B]\; dt\; =\; k\; 1\; [A]\; [H\; 2\; O]\; =\; k\; 1\; \prime \; [A]\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; frac\; \{d\; [\{\backslash \; ce\; \{B\}\}]\}\; \{\; dt\}\}\; =\; k\_\; \{1\}\; \{\backslash \; ce\; \{[A]\; [H2O]\}\}\; =\; k\_\; \{1\}\; \text{'}[\{\backslash \; ce\; \{A\}\}]\}$и $d\; [C]\; dt\; =\; К\; 2\; [A]\; [R]\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; frac\; \{d\; [\{\backslash \; ce\; \{C\}\}]\}\; \{dt\}\}\; =\; k\_\; \{2\}\; \{\backslash \; ce\; \{[A]\; [R]\}\}\}$. Где $k\; 1\; \prime \; \{\backslash \; displaystyle\; k\_\; \{1\}\; \text{'}\}$- константа псевдопервого порядка.

Уравнение интегральной скорости для основного продукта [C]: $[C]\; =\; [R]\; 0\; [1\; -\; е\; -\; К\; 2\; К\; 1\; \prime \; [A]\; 0\; (1\; -\; e\; -\; k\; 1\; \prime \; t)]\; \{\backslash \; Displaystyle\; \{\backslash \; ce\; \{[C]\; =\; [R]\; 0\}\}\; \backslash \; left\; [1-e\; ^\; \{-\; \{\backslash \; frac\; \{k\_\; \{2\}\}\; \{k\_\; \{1\}\; \text{'}\}\}\; \{\backslash \; ce\; \{[A]\; 0\}\}\; (1-e\; ^\; \{-\; k\_\; \{1\}\text{'}\; t\}))\}\; \backslash \; right]\}$, что эквивалентно $ln\; \; [R]\; 0\; [R]\; 0\; -\; [C]\; =\; k\; 2\; [A]\; 0\; k\; 1\; \prime \; (1\; -\; e\; -\; k\; 1\; \prime \; t)\; \{\backslash \; displaystyle\; \backslash \; ln\; \{\backslash \; frac\; \{\{\backslash \; ce\; \{[R]\; 0\}\}\}\; \{\{\backslash \; ce\; \{[R]\; 0-\; [C]\}\}\}\}\; =\; \{\backslash \; frac\; \{k\_\; \{2\}\; \{\backslash \; ce\; \{[A]\; 0\}\}\}\; \{k\_\; \{1\}\; \text{'}\}\}\; (1-e\; ^\; \{-\; k\_\; \{1\}\text{'}\; t\})\}$. Концентрация B связана с концентрацией C через $[B]\; =\; -\; k\; 1\; \prime \; k\; 2\; ln\; (1\; -\; [C]\; [R]\; 0)\; \{\backslash \; displaystyle\; [\{\backslash \; ce\; \{B\}\}]\; =\; -\; \{\; \backslash \; frac\; \{k\_\; \{1\}\; \text{'}\}\; \{k\_\; \{2\}\}\}\; ln\; \backslash \; left\; (1\; -\; \{\backslash \; frac\; \{\backslash \; ce\; \{[C]\}\}\; \{\backslash \; ce\; \{[R]\; 0\}\}\}\; \backslash \; right)\}$

Интегральные уравнения были получены аналитически, но в процессе предполагалось, что $[A]\; 0\; -\; [C]\; \approx \; [A]\; 0\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; ce\; \{[A]\; 0\}\}\; -\; \{\backslash \; ce\; \{\; [C]\}\}\; \backslash \; приблизительно\; \{\backslash \; ce\; \{[A]\; 0\}\}\}$следовательно, предыдущее уравнение для [C] может использоваться только для низких концентраций [C] по сравнению с [A] 0

Наиболее общее описание химической реакционной сети рассматривает количество $N\; \{\backslash \; displaystyle\; N\}$различных химических соединений, реагирующих через $R\; \{\backslash \; displaystyle\; R\}$реакции. Химическое уравнение $j\; \{\backslash \; displaystyle\; j\}$-й реакции может быть записано в общей форме

$s\; 1\; j\; X\; 1\; +\; s\; 2\; j\; X\; 2\dots \; +\; s\; N\; j\; XN\; \to \; kjr\; 1\; j\; X\; 1\; +\; r\; 2\; j\; X\; 2\; +\dots \; +\; r\; N\; j\; XN,\; \{\backslash \; displaystyle\; s\_\; \{1j\}\; \{\backslash \; ce\; \{X\}\}\; \_\; \{1\}\; +\; s\_\; \{2j\}\; \{\backslash \; ce\; \{X\}\; \}\; \_\; \{2\}\; \backslash \; ldots\; +\; s\_\; \{Nj\}\; \{\backslash \; ce\; \{X\}\}\; \_\; \{N\}\; \{\backslash \; ce\; \{->[k\_\; \{j\}]\}\}\; \backslash \; r\_\; \{1j\}\; \{\backslash \; ce\; \{X\}\}\; \_\; \{1\}\; +\; \backslash \; r\_\; \{2j\}\; \{\backslash \; ce\; \{X\}\}\; \_\; \{2\}\; +\; \backslash \; ldots\; +\; r\_\; \{Nj\}\; \{\backslash \; ce\; \{X\}\}\; \_\; \{N\},\}$

, который часто записывается в эквивалентной форме

$\sum \; я\; =\; 1\; N\; sij\; X\; i\; \to \; kj\; \sum \; i\; =\; 1\; N\; rij\; X\; i.\; \{\backslash \; Displaystyle\; \backslash \; sum\; \_\; \{i\; =\; 1\}\; ^\; \{N\}\; s\_\; \{\; ij\}\; \{\backslash \; ce\; \{X\}\}\; \_\; \{i\}\; \{\backslash \; ce\; \{->[k\_\; \{j\}]\}\}\; \backslash \; sum\; \_\; \{i\; =\; 1\}\; ^\; \{N\}\; \backslash \; r\_\; \{ij\}\; \{\backslash \; ce\; \{X\}\; \}\; \_\; \{i\}.\}$

Здесь

$j\; \{\backslash \; displaystyle\; j\}$- это индекс реакции от 1 до $R\; \{\backslash \; displaystyle\; R\}$,

$X\; i\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; ce\; \{X\}\}\; \_\; \{i\}\}$обозначает $i\; \{\backslash \; displaystyle\; i\}$-й химический вид,

$kj\; \{\backslash \; displaystyle\; k\_\; \{j\}\}$- константа скорости $j\; \{\backslash \; displaystyle\; j\}$-й реакции и

$sij\; \{\backslash \; displaystyle\; s\_\; \{ij\}\}$и $rij\; \{\backslash \; displaystyle\; r\_\; \{ij\}\}$- стехиометрические коэффициенты реагентов и продуктов, соответственно.

Скорость такой реакции можно определить по закон действия масс

$fj\; ([X\; \to ])\; =\; kj\; \prod \; z\; =\; 1\; N\; [X\; z]\; szj\; \{\backslash \; displaystyle\; f\_\; \{j\}\; ([\{\backslash \; vec\; \{\backslash \; ce\; \{X\}\}\}])\; =\; k\_\; \{j\}\; \backslash \; prod\; \_\; \{z\; =\; 1\}\; ^\; \{N\}\; [\{\backslash \; ce\; \{X\}\}\; \_\; \{z\}]\; ^\; \{s\_\; \{zj\}\}\}$

который обозначает поток молекул в единицу времени и единичный объем. Здесь $[X\; \to ]\; =\; ([X\; 1],\; [X\; 2],\; \cdot \; \cdot \; \cdot ,\; [XN])\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; ce\; \{[\{\backslash \; vec\; \{X\}\}]\; =\; ([X1],\; [X2],...,\; [X\; \_\; \{\backslash \; mathit\; \{N\}\}])\}\}\}$- вектор концентраций. Это определение включает элементарные реакции :

• реакции нулевого порядка

, для которых $szj\; =\; 0\; \{\backslash \; displaystyle\; s\_\; \{zj\}\; =\; 0\}$для всех $z\; \{\backslash \; displaystyle\; z\}$,

• реакции первого порядка

, для которых $szj\; =\; 1\; \{\backslash \; displaystyle\; s\_\; \{zj\}\; =\; 1\}$для одного $z\; \{\backslash \; displaystyle\; z\}$,

• реакции второго порядка

, для которых $szj\; =\; 1\; \{\backslash \; displaystyle\; s\_\; \{zj\}\; =\; 1\}$ровно для двух $z\; \{\backslash \; displaystyle\; z\}$, т. е. бимолекулярная реакция, или $szj\; =\; 2\; \{\backslash \; displaystyle\; s\_\; \{zj\}\; =\; 2\}$для одного $z\; \{\backslash \; displaystyle\; z\}$, т. е. реакция димеризации.

Каждый из них подробно обсуждается ниже. Можно определить стехиометрическую матрицу

$S\; ij\; =\; rij\; -\; sij,\; \{\backslash \; displaystyle\; S\_\; \{ij\}\; =\; r\_\; \{ij\}\; -s\_\; \{ij\},\}$

, обозначающую чистую протяженность молекул $i\; \{\backslash \; displaystyle\; i\}$в реакции $j\; \{\backslash \; displaystyle\; j\}$. Уравнения скорости реакции затем можно записать в общем виде

$d\; [X\; i]\; d\; t\; =\; j\; =\; 1\; R\; S\; i\; j\; f\; j\; ([X\; \to ]).\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; frac\; \{d\; [\{\backslash \; ce\; \{X\}\}\; \_\; \{i\}]\}\; \{dt\}\}\; =\; \backslash \; sum\; \_\; \{j\; =\; 1\}\; ^\; \{R\}\; S\_\; \{ij\}\; f\_\; \{j\}\; ([\{\; \backslash \; vec\; \{\backslash \; ce\; \{X\}\}\}]).\}$

Это произведение стехиометрической матрицы и вектора функций скорости реакции. Конкретные простые решения существуют в равновесии, $d\; [X\; i]\; dt\; =\; 0\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; frac\; \{d\; [\{\backslash \; ce\; \{X\}\}\; \_\; \{i\}]\}\; \{dt\}\}\; =\; 0\}$, для систем, состоящих из просто обратимых реакций. В этом случае скорость прямой и обратной реакции равны, принцип называется подробный баланс. Детальный баланс является свойством только стехиометрической матрицы $S\; ij\; \{\backslash \; displaystyle\; S\_\; \{ij\}\}$и не зависит от конкретной формы функций ставок $fj\; \{\backslash \; displaystyle\; f\_\; \{\; j\}\}$. Все другие случаи нарушения детального баланса обычно изучаются с помощью анализа баланса потоков, который был разработан для понимания метаболических путей.

для общей мономолекулярной конверсии. реакция, включающая взаимное превращение $N\; \{\backslash \; displaystyle\; N\}$различных видов, концентрации которых в момент времени $t\; \{\backslash \; displaystyle\; t\}$обозначены $X\; 1\; (\; t)\; \{\backslash \; displaystyle\; X\_\; \{1\}\; (t)\}$через $XN\; (t)\; \{\backslash \; displaystyle\; X\_\; \{N\}\; (t)\}$, аналитическая форма для можно найти эволюцию вида во времени. Обозначим константу скорости преобразования вида $X\; i\; \{\backslash \; displaystyle\; X\_\; \{i\}\}$в вид $X\; j\; \{\backslash \; displaystyle\; X\_\; \{j\}\}$как $kij\; \{\backslash \; displaystyle\; k\_\; \{ij\}\}$, и построить матрицу констант скорости $K\; \{\backslash \; displaystyle\; K\}$, элементами которой являются $kij\; \{\backslash \; displaystyle\; k\_\; \{ij\}\}$.

Кроме того, пусть $X\; (t)\; =\; (X\; 1\; (t),\; X\; 2\; (t),...,\; XN\; (t))\; T\; \{\backslash \; displaystyle\; X\; (\; t)\; =\; (X\_\; \{1\}\; (t),\; X\_\; \{2\}\; (t),...,\; X\_\; \{N\}\; (t))\; ^\; \{T\}\}$- вектор концентраций как функция времени.

Пусть $J\; =\; (1,\; 1,\; 1,...,\; 1)\; T\; \{\backslash \; displaystyle\; J\; =\; (1,1,1,...,\; 1)\; ^\; \{T\}\}$вектор единиц.

Пусть $I\; \{\backslash \; displaystyle\; I\}$будет $N\; \{\backslash \; displaystyle\; N\}$×$N\; \{\backslash \; displaystyle\; N\}$тождественной матрицей.

Пусть $Diag\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; text\; \{Diag\}\}\}$будет функцией, которая принимает вектор и строит диагональную матрицу, элементы которой по диагонали совпадают с элементами вектора.

Пусть $L\; -\; 1\; \{\backslash \; displaystyle\; \backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; mathcal\; \{L\}\}\; ^\; \{-\; 1\}\}$будет обратным преобразованием Лапласа из $s\; \{\backslash \; displaystyle\; s\}$до $t\; \{\backslash \; displaystyle\; t\}$.

Затем задается состояние развития во времени $X\; (t)\; \{\backslash \; displaystyle\; X\; (t)\}$по

$Икс\; (t)\; =\; L\; -\; 1\; [(s\; I\; +\; D\; iag\; (KJ)\; -\; KT)\; -\; 1\; X\; (0)]\; \{\backslash \; displaystyle\; X\; (t)\; =\; \backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; mathcal\; \{L\}\}\; ^\; \{-1\}\; [(sI\; +\; Diag\; (KJ)\; -K\; ^\; \{T\})\; ^\; \{-\; 1\}\; X\; (0)]\}$,

, таким образом обеспечивая связь между начальными условиями системы и ее состоянием в момент времени $t\; \{\backslash \; displaystyle\; t\}$.

• Кинетика Михаэлиса – Ментен
• Молекулярность
• Матрица Петерсена
• Уравнение реакции-диффузии
• Реакции на поверхностях : уравнения скорости реакций где хотя бы один из реагентов адсорбирует на поверхность
• Кинетический анализ хода реакции
• Скорость реакции
• Константа скорости реакции
• Приближение установившегося состояния
• алгоритм Гиллеспи
• Баланс уравнение
• реакция Белоусова-Жаботинского
• Лотка –Уравнения Вольтерра

Цитированные книги

• Химическая кинетика, скорость реакции и порядок (требуется flash player)
• Кинетика реакций, примеры важные законы о нормах (лекция со звуком).
• Скорость реакции