Скорость реакции

Скорость реакции
Скорость реакции
Общие символы	н
И объединились	mol⋅L -1 ⋅s -1
В базовых единицах СИ	mol⋅m -3 ⋅s -1
Измерение	л -3 ⋅T -1 ⋅N

Скорость реакции или скорость реакции — это скорость, с которой протекает химическая реакция , определяемая как пропорциональная увеличению концентрации продукта в реагирующего единицу времени и уменьшению концентрации вещества в единицу времени. ^[1] Скорость реакции может существенно различаться. Например, окислительное ржавление железа — это медленная реакция, которая может под земной атмосферой занять много лет, но горение целлюлозы в огне — это реакция, происходящая за доли секунды. Для большинства реакций скорость уменьшается по мере протекания реакции. Скорость реакции можно определить, измеряя изменения концентрации с течением времени.

Химическая кинетика — это часть физической химии , которая касается того, как измеряются и прогнозируются скорости химических реакций, а также как данные о скорости реакций могут использоваться для вывода вероятных механизмов реакций . ^[2] Концепции химической кинетики применяются во многих дисциплинах, таких как химическая технология , ^[3]^[4] энзимология и экологическая инженерия . ^[5]^[6]^[7]

Формальное определение [ править ]

Рассмотрим типичную сбалансированную химическую реакцию:

{\ce {{{\mathit {a}}A}+{{\mathit {b}}B}->{{\mathit {p}}P}+{{\mathit {q}}Q}}}

Строчные буквы ( $a$ , $b$ , $p$ и $q$ ) представляют стехиометрические коэффициенты , а заглавные буквы представляют реагенты ( $A$ и $B$ ) и продукты ( $P$ и $Q$ ).

Согласно . ИЮПАК Золотой книги определению ^[8]Скорость реакции $v$ для химической реакции, протекающей в закрытой системе при постоянном объеме без накопления промежуточных продуктов реакции , определяется как:

v=-{\frac {1}{a}}{\frac {d[\mathrm {A} ]}{dt}}=-{\frac {1}{b}}{\frac {d[\mathrm {B} ]}{dt}}={\frac {1}{p}}{\frac {d[\mathrm {P} ]}{dt}}={\frac {1}{q}}{\frac {d[\mathrm {Q} ]}{dt}}

где $[X]$ обозначает концентрацию вещества $X (= A, B, P$ или $Q)$ . Определенная таким образом скорость реакции имеет единицы моль/л/с.

Скорость реакции всегда положительна. указывает Наличие отрицательного знака на то, что концентрация реагента уменьшается. ИЮПАК ^[8] рекомендует, чтобы единицей времени всегда была секунда. Скорость реакции отличается от скорости увеличения концентрации продукта Р в постоянный раз (обратную его стехиометрическому числу ), а для реагента А - в минус обратную величину стехиометрического числа. Стехиометрические числа включены для того, чтобы определяемая скорость не зависела от того, какой вид реагента или продукта выбран для измерения. ^[9]^: 349 Например, если $a = 1$ и $b = 3$ , то $B$ потребляется в три раза быстрее, чем $A$ , но $v=-{\tfrac {d[\mathrm {A} ]}{dt}}=-{\tfrac {1}{3}}{\tfrac {d[\mathrm {B} ]}{dt}}$ определяется однозначно. Дополнительным преимуществом этого определения является то, что для элементарной и необратимой реакции $v$ равно произведению вероятности преодоления переходного состояния энергии активации и количества раз в секунду, когда молекулы реагента приближаются к переходному состоянию. В таком определении для элементарной и необратимой реакции $v$ представляет собой скорость успешных химических реакций, приводящих к образованию продукта.

Приведенное выше определение справедливо только для одной реакции в закрытой системе постоянного объема . Если в кастрюлю с соленой водой добавить воду, концентрация соли уменьшится, хотя химической реакции не произойдет.

Для открытой системы полный баланс масс необходимо учитывать :

{\begin{array}{ccccccc}F_{\mathrm {A} _{0}}&-&F_{\mathrm {A} }&+&\displaystyle \int _{0}^{V}v\,dV&=&\displaystyle {\frac {dN_{\mathrm {A} }}{dt}}\\{\text{in}}&-&{\text{out}}&+&\left({{\text{generation }}- \atop {\text{consumption}}}\right)&=&{\text{accumulation}}\end{array}}

где

$F A 0$ – скорость притока $А$ в молекулах в секунду;
$F A$ – отток;
$v$ - мгновенная скорость реакции $A$ (в числовой концентрации, а не в молярной) в данном дифференциальном объеме, интегрированная по всему объему системы $V$ в данный момент.

Применительно к закрытой системе при постоянном объеме, рассмотренной ранее, это уравнение сводится к:

v={\frac {d[A]}{dt}}

,где концентрация

[A]

связана с числом молекул

N A

соотношением

[\mathrm {A} ]={\tfrac {N_{\rm {A}}}{N_{0}V}}.

Здесь

N 0

— постоянная Авогадро .

Для одной реакции в закрытой системе различного объема можно использовать так называемую скорость конверсии , чтобы избежать концентраций. Его определяют как производную степени реакции по времени.

v={\frac {d\xi }{dt}}={\frac {1}{\nu _{i}}}{\frac {dn_{i}}{dt}}={\frac {1}{\nu _{i}}}{\frac {d(C_{i}V)}{dt}}={\frac {1}{\nu _{i}}}\left(V{\frac {dC_{i}}{dt}}+C_{i}{\frac {dV}{dt}}\right)

Здесь $νi —$ стехиометрический коэффициент для вещества $i$ , равный $a$ , $b$ , $p$ и $q$ в типичной реакции, описанной выше. Также $V$ — объем реакции, а $C i$ — концентрация вещества $i$ .

Когда образуются побочные продукты или промежуточные продукты реакции, ИЮПАК ^[8] рекомендует правильно использовать термины скорость увеличения концентрации и скорость уменьшения концентрации для продуктов и реагентов.

Скорость реакции также может быть определена на основе объема реактора. При катализатора скорость реакции может быть указана в зависимости от массы катализатора (моль г использовании ⁻¹ с ⁻¹) или площадь поверхности (моль·м ⁻² с ⁻¹) основа. Если за основу взят конкретный каталитический центр, который можно точно подсчитать указанным методом, скорость выражается в единицах с. ⁻¹ и называется частотой оборота.

Факторы влияния

Факторами, влияющими на скорость реакции, являются характер реакции, концентрация, давление , порядок реакции , температура , растворитель , электромагнитное излучение , катализатор, изотопы , площадь поверхности, перемешивание и предел диффузии . Некоторые реакции естественным образом происходят быстрее, чем другие. Количество реагирующих веществ, их физическое состояние (частицы, образующие твердые тела, движутся гораздо медленнее, чем частицы газов или растворов ) , сложность реакции и другие факторы могут сильно влиять на скорость реакции.

Скорость реакции увеличивается с концентрацией, что описывается законом скорости и объясняется теорией столкновений . концентрации реагента частота столкновений По мере увеличения увеличивается. Скорость газовых реакций увеличивается с ростом давления, что фактически эквивалентно увеличению концентрации газа. Скорость реакции увеличивается в ту сторону, где меньше молей газа, и уменьшается в обратном направлении. Для реакций в конденсированной фазе зависимость от давления слабая.

Порядок реакции определяет, как концентрация реагента (или давление) влияет на скорость реакции.

Обычно проведение реакции при более высокой температуре передает больше энергии в систему и увеличивает скорость реакции, вызывая больше столкновений между частицами, как это объясняется теорией столкновений. Однако основная причина того, что температура увеличивает скорость реакции, заключается в том, что большее количество сталкивающихся частиц будет иметь необходимую энергию активации, что приведет к более успешным столкновениям (когда между реагентами образуются связи). Влияние температуры описывается уравнением Аррениуса . Например, уголь горит в камине в присутствии кислорода, но не горит при хранении при комнатной температуре . Реакция протекает самопроизвольно при низких и высоких температурах, но при комнатной температуре ее скорость настолько мала, что ею можно пренебречь. Повышение температуры, создаваемое спичкой, позволяет начать реакцию, а затем она нагревается, поскольку является экзотермической . Это справедливо для многих других видов топлива, таких как метан , бутан и водород .

Скорость реакции может не зависеть от температуры ( неаррениусовская ) или снижаться с повышением температуры ( антиаррениусовская ). Реакции без активационного барьера (например, некоторые радикальные реакции), как правило, имеют антиаррениусовскую температурную зависимость: константа скорости уменьшается с ростом температуры.

Многие реакции протекают в растворе, и свойства растворителя влияют на скорость реакции. Ионная сила также влияет на скорость реакции.

Электромагнитное излучение – это форма энергии. Таким образом, он может ускорить скорость или даже сделать реакцию самопроизвольной, поскольку дает частицам реагентов больше энергии. ^{[ нужна ссылка ]} Эта энергия тем или иным образом сохраняется в реагирующих частицах (она может разрывать связи и переводить молекулы в электронно- или колебательно-возбужденные состояния...), создавая промежуточные виды, которые легко реагируют. По мере увеличения интенсивности света частицы поглощают больше энергии и, следовательно, скорость реакции увеличивается. Например, когда метан реагирует с хлором в темноте, скорость реакции низкая. Его можно ускорить, если смесь поместить под рассеянный свет. При ярком солнечном свете реакция взрывоопасна.

Присутствие катализатора увеличивает скорость реакции (как прямой, так и обратной реакции), обеспечивая альтернативный путь с более низкой энергией активации. Например, платина катализирует горение водорода с кислородом при комнатной температуре.

Кинетический изотопный эффект заключается в разной скорости реакции для одной и той же молекулы, если она имеет разные изотопы, обычно изотопы водорода, из-за относительной разницы масс между водородом и дейтерием .В реакциях на поверхности , которые протекают, например, при гетерогенном катализе , скорость реакции увеличивается пропорционально площади поверхности. Это связано с тем, что больше частиц твердого вещества подвергаются воздействию и могут подвергаться воздействию молекул реагентов.

Перемешивание может сильно влиять на скорость гетерогенных реакций .

Некоторые реакции лимитируются диффузией. Все факторы, влияющие на скорость реакции, кроме концентрации и порядка реакции, учитываются в коэффициенте скорости реакции (коэффициент в уравнении скорости реакции).

Уравнение скорости [ править ]

Для химической реакции $a A + b B \to p P + q Q$ уравнение скорости или закон скорости представляет собой математическое выражение , используемое в химической кинетике для связи скорости реакции с концентрацией каждого реагента. Для закрытой системы при постоянном объеме это часто имеет вид

v=k[\mathrm {A} ]^{n}[\mathrm {B} ]^{m}-k_{r}[\mathrm {P} ]^{i}[\mathrm {Q} ]^{j}

Для реакций, которые доходят до завершения (что подразумевает очень малое $k r$ ) или если анализируется только начальная скорость (с начальными исчезающими концентрациями продуктов), это упрощается до обычно цитируемой формы

v=k(T)[\mathrm {A} ]^{n}[\mathrm {B} ]^{m}

Для газовой реакции уравнение скорости часто альтернативно выражается через парциальные давления .

В этих уравнениях $k (T)$ — коэффициент скорости реакции или константа скорости , хотя на самом деле она не является константой, поскольку включает в себя все параметры, влияющие на скорость реакции, за исключением времени и концентрации. Из всех параметров, влияющих на скорость реакции, температура обычно является наиболее важным и учитывается уравнением Аррениуса .

Показатели степени $n$ и $m$ называются порядками реакции и зависят от механизма реакции. Для элементарной (одностадийной) реакции порядок по каждому реагенту равен его стехиометрическому коэффициенту. Однако для сложных (многостадийных) реакций это часто не так, и уравнение скорости определяется детальным механизмом, как показано ниже для реакции H ₂ и NO.

Для элементарных реакций или стадий реакции порядок и стехиометрический коэффициент равны молекулярности или количеству участвующих молекул. Для мономолекулярной реакции или стадии скорость пропорциональна концентрации молекул реагента, поэтому закон скорости имеет первый порядок. Для бимолекулярной реакции или стадии количество столкновений пропорционально произведению концентраций двух реагентов или второго порядка. Предполагается, что термомолекулярная ступень будет третьего порядка, но также очень медленной, поскольку одновременные столкновения трех молекул редки.

Используя баланс масс системы, в которой протекает реакция, можно получить выражение для скорости изменения концентрации. Для закрытой системы постоянного объема такое выражение может иметь вид

{\frac {d[\mathrm {P} ]}{dt}}=k(T)[\mathrm {A} ]^{n}[\mathrm {B} ]^{m}

Пример сложной реакции: водород и оксид азота [ править ]

Для реакции

{\ce {2H2_{(g)}}}+{\ce {2NO_{(g)}-> N2_{(g)}}}+{\ce {2H2O_{(g)}}}

наблюдаемое уравнение скорости (или выражение скорости):

v=k[{\ce {H2}}][{\ce {NO}}]^{2}

Что касается многих реакций, то экспериментальное уравнение скорости не просто отражает стехиометрические коэффициенты в общей реакции: в целом оно третьего порядка : первый порядок по H ₂ и второй порядок по NO, хотя стехиометрические коэффициенты обоих реагентов равны 2. . ^[10]

В химической кинетике общую скорость реакции часто объясняют с помощью механизма, состоящего из ряда элементарных стадий. Не все эти шаги влияют на скорость реакции; обычно самая медленная элементарная стадия контролирует скорость реакции. В этом примере возможный механизм:

{\begin{array}{rll}1)&\quad {\ce {2NO_{(g)}<=> N2O2_{(g)}}}&({\text{fast equilibrium}})\\2)&\quad {\ce {N2O2 + H2 -> N2O + H2O}}&({\text{slow}})\\3)&\quad {\ce {N2O + H2 -> N2 + H2O}}&({\text{fast}})\end{array}}

Реакции 1 и 3 очень быстрые по сравнению со второй, поэтому медленная реакция 2 является определяющей стадией. Это бимолекулярная элементарная реакция, скорость которой определяется уравнением второго порядка:

v=k_{2}[{\ce {H2}}][{\ce {N2O2}}],

где

k 2

– константа скорости второй ступени.

Однако N ₂ O ₂ является нестабильным промежуточным продуктом, концентрация которого определяется тем фактом, что первая стадия находится в равновесии , так что ${\ce {[N2O2]={\mathit {K}}_{1}[NO]^{2}}},$ где $К 1$ – константа равновесия первой ступени. Подстановка этого уравнения в предыдущее уравнение приводит к уравнению скорости, выраженному через исходные реагенты.

v=k_{2}K_{1}[{\ce {H2}}][{\ce {NO}}]^{2}\,

Это согласуется с формой наблюдаемого уравнения скорости, если предположить, что $k = k 2 K 1$ . На практике уравнение скорости используется, чтобы предложить возможные механизмы, которые предсказывают уравнение скорости в соответствии с экспериментом.

Вторая молекула H ₂ не появляется в уравнении скорости, поскольку она реагирует на третьей стадии, которая является быстрой стадией после стадии, определяющей скорость, и не влияет на общую скорость реакции.

Температурная зависимость [ править ]

Каждый коэффициент скорости реакции $k$ имеет температурную зависимость, которая обычно описывается уравнением Аррениуса :

k=A\exp \left(-{\frac {E_{\mathrm {a} }}{RT}}\right)

где

$A$ — предэкспоненциальный коэффициент или частотный коэффициент ,
$exp$ — показательная функция ,
$E a$ – энергия активации,
$R$ — газовая постоянная .

Поскольку при температуре $Т$ молекулы имеют энергии, определяемые распределением Больцмана , можно ожидать, что число столкновений с энергией большей, чем $Еа,$ будет пропорционально $\exp \left({\tfrac {-E_{\rm {a}}}{RT}}\right)$ .

Значения $A$ и $E a$ зависят от реакции. Возможны также более сложные уравнения, которые описывают температурную зависимость других констант скорости, которые не следуют этой закономерности.

Температура является мерой средней кинетической энергии реагентов. С повышением температуры кинетическая энергия реагентов увеличивается. То есть частицы движутся быстрее. Поскольку реагенты движутся быстрее, это позволяет большему количеству столкновений происходить с большей скоростью, поэтому вероятность превращения реагентов в продукты увеличивается, что, в свою очередь, приводит к увеличению скорости реакции. Повышение на десять градусов по Цельсию приводит примерно к удвоению скорости реакции.

Минимальная кинетическая энергия, необходимая для протекания реакции, называется энергией активации и обозначается $E a$ или $Δ G. ‡$ . Показанное на схеме переходное состояние или активированный комплекс представляет собой энергетический барьер, который необходимо преодолеть при превращении реагентов в продукты. Молекулы с энергией, превышающей этот барьер, обладают достаточной энергией для реакции.

Для успешного столкновения геометрия столкновения должна быть правильной, то есть молекулы реагента должны быть направлены в правильном направлении, чтобы мог образоваться активированный комплекс.

Химическая реакция происходит только при столкновении реагирующих частиц. Однако не все столкновения эффективно вызывают реакцию. Продукты образуются только тогда, когда сталкивающиеся частицы обладают определенной минимальной энергией, называемой пороговой энергией. Как правило , скорость многих реакций удваивается на каждые десять градусов Цельсия при повышении температуры. ^[11] Для данной реакции отношение ее константы скорости при более высокой температуре к ее константе скорости при более низкой температуре известно как ее температурный коэффициент ( $Q$ ). Q ₁₀ обычно используется как отношение констант скорости, разница между которыми составляет десять градусов Цельсия.

Зависимость от давления [ править ]

Зависимость константы скорости конденсированных реакций от давления (т. е. когда реагенты и продукты представляют собой твердые или жидкие вещества) обычно настолько слаба в диапазоне давлений, обычно встречающихся в промышленности, что на практике ею пренебрегают.

Зависимость константы скорости от давления связана с активационным объемом. Для реакции, протекающей через комплекс состояния активации:

{\ce {A + B <=>}}\ |{\ce {A}}\cdots {\ce {B}}|^{\ddagger }\ {\ce {-> P}}

объем активации, $Δ V ‡$ , является:

\Delta V^{\ddagger }={\bar {V}}_{\ddagger }-{\bar {V}}_{\mathrm {A} }-{\bar {V}}_{\mathrm {B} }

где $V̄$ обозначает частичный молярный объем вида, а $‡$ ( двойной кинжал ) указывает на комплекс состояния активации.

Для вышеуказанной реакции можно ожидать, что изменение константы скорости реакции (в зависимости от мольной доли или мольной концентрации ) при давлении и постоянной температуре составит: ^[9]^: 390

\left({\frac {\partial \ln k_{x}}{\partial P}}\right)_{T}=-{\frac {\Delta V^{\ddagger }}{RT}}

На практике дело может оказаться сложным, поскольку парциальные мольные объемы и активационный объем сами по себе могут быть функцией давления.

Реакции могут увеличивать или уменьшать свою скорость с давлением в зависимости от значения $Δ V. ‡$ . В качестве примера возможной величины эффекта давления было показано, что некоторые органические реакции удваивают скорость реакции, когда давление увеличивается с атмосферного (0,1 МПа) до 50 МПа (что дает $Δ V ‡ =$ -0,025 л/моль). ^[12]

См. также [ править ]

Примечания [ править ]

^ Макмерри, Джон; Фэй, Роберт С.; Робинсон, Джилл К. (31 декабря 2014 г.). Химия (Седьмое изд.). Бостон. п. 492. ИСБН 978-0-321-94317-0 . OCLC 889577526 . {{cite book}}: CS1 maint: отсутствует местоположение издателя ( ссылка )
^ Петруччи, Ральф Х.; Херринг, Ф. Джеффри; Мадура, Джеффри Д.; Биссоннетт, Кэри (4 февраля 2016 г.). Общая химия: принципы и современные приложения (Одиннадцатое изд.). Торонто. п. 923. ИСБН 978-0-13-293128-1 . OCLC 951078429 . {{cite book}}: CS1 maint: отсутствует местоположение издателя ( ссылка )
^ Сильва, Камилла К.С.; Бастон, Эдуардо П.; Мельгар, Лисбет З.; Беллидо, Хорхе Д.А. (01 октября 2019 г.). «Катализаторы Ni/Al2O3-La2O3, синтезированные методом одностадийной полимеризации, применительно к сухому риформингу метана: влияние структур-прекурсоров никеля, перовскита и шпинели». Кинетика, механизмы и катализ реакций . 128 (1): 251–269. дои : 10.1007/s11144-019-01644-3 . ISSN 1878-5204 . S2CID 199407594 .
^ Элизальде, Игнасио; Медерос, Фабиан С.; дель Кармен Монтеррубио, Массачусетс; Касильяс, Нинфа; Диас, Хьюго; Трехо, Фернандо (01 февраля 2019 г.). «Математическое моделирование промышленного адиабатического реактора с капельным слоем для облагораживания тяжелой сырой нефти методом гидроочистки». Кинетика, механизмы и катализ реакций . 126 (1): 31–48. дои : 10.1007/s11144-018-1489-7 . ISSN 1878-5204 . S2CID 105735334 .
^ Лю, Цзяци; Шен, Мэйцин; Ли, Чэньсюй; Ван, Цзяньцян; Ван, июнь (01 октября 2019 г.). «Повышенная гидротермальная стабильность катализатора метаванадата марганца на основе WO3–TiO2 для селективного каталитического восстановления NOx NH3». Кинетика, механизмы и катализ реакций . 128 (1): 175–191. дои : 10.1007/s11144-019-01624-7 . ISSN 1878-5204 . S2CID 199078451 .
^ Ли, Сяолян; Фэн, Цзянцзян; Сюй, Чжиган; Ван, Цзюньцян; Ван, Юцзе; Чжао, Вэй (01 октября 2019 г.). «Модификация церия для улучшения характеристик Cu-SSZ-13 при селективном каталитическом восстановлении NO с помощью NH3». Кинетика, механизмы и катализ реакций . 128 (1): 163–174. дои : 10.1007/s11144-019-01621-w . ISSN 1878-5204 . S2CID 189874787 .
^ Ведягин, Алексей А.; Стояновский Владимир О.; Кенжин Роман М.; Славинская Елена М.; Плюснин Павел Евгеньевич; Шубин, Юрий В. (01.06.2019). «Очистка выхлопных газов бензина с использованием биметаллических катализаторов Pd–Rh/δ-Al2O3». Кинетика, механизмы и катализ реакций . 127 (1): 137–148. дои : 10.1007/s11144-019-01573-1 . ISSN 1878-5204 . S2CID 145994544 .
^ Jump up to: Перейти обратно: ^а ^б ^с ИЮПАК , Сборник химической терминологии , 2-е изд. («Золотая книга») (1997). Онлайн исправленная версия: (2006–) « Скорость реакции ». дои : 10.1351/goldbook.R05156
^ Jump up to: Перейти обратно: ^а ^б Лейдлер, Кей Джей ; Мейзер, Дж. Х. (1982). Физическая химия . Бенджамин/Каммингс. ISBN 0-8053-5682-7 .
^ Лейдлер, К.Дж. (1987). Химическая кинетика (3-е изд.). Харпер и Роу. п. 277. ИСБН 0060438622 .
^ Коннорс, Кеннет (1990). Химическая кинетика: исследование скорости реакций в растворе . Издательство ВЧ. п. 14. ISBN 978-0-471-72020-1 .
^ Айзекс, Нил С. (1995). «Раздел 2.8.3» . Физическая органическая химия (2-е изд.). Харлоу: Эддисон Уэсли Лонгман. ISBN 9780582218635 .

Внешние ссылки [ править ]

Химическая кинетика, скорость и порядок реакции (требуется флеш-плеер)
Кинетика реакций, примеры важных законов скорости (лекция с аудио).
Скорость реакции
Обзор бимолекулярных реакций (реакции с участием двух реагентов)
зависимость от давления Может. Дж. Хим.

[1] Макмерри, Джон; Фэй, Роберт С.; Робинсон, Джилл К. (31 декабря 2014 г.). Химия (Седьмое изд.). Бостон. п. 492. ИСБН 978-0-321-94317-0 . OCLC 889577526 . {{cite book}}: CS1 maint: отсутствует местоположение издателя ( ссылка )

[2] Петруччи, Ральф Х.; Херринг, Ф. Джеффри; Мадура, Джеффри Д.; Биссоннетт, Кэри (4 февраля 2016 г.). Общая химия: принципы и современные приложения (Одиннадцатое изд.). Торонто. п. 923. ИСБН 978-0-13-293128-1 . OCLC 951078429 . {{cite book}}: CS1 maint: отсутствует местоположение издателя ( ссылка )

[3] Сильва, Камилла К.С.; Бастон, Эдуардо П.; Мельгар, Лисбет З.; Беллидо, Хорхе Д.А. (01 октября 2019 г.). «Катализаторы Ni/Al2O3-La2O3, синтезированные методом одностадийной полимеризации, применительно к сухому риформингу метана: влияние структур-прекурсоров никеля, перовскита и шпинели». Кинетика, механизмы и катализ реакций . 128 (1): 251–269. дои : 10.1007/s11144-019-01644-3 . ISSN 1878-5204 . S2CID 199407594 .

[4] Элизальде, Игнасио; Медерос, Фабиан С.; дель Кармен Монтеррубио, Массачусетс; Касильяс, Нинфа; Диас, Хьюго; Трехо, Фернандо (01 февраля 2019 г.). «Математическое моделирование промышленного адиабатического реактора с капельным слоем для облагораживания тяжелой сырой нефти методом гидроочистки». Кинетика, механизмы и катализ реакций . 126 (1): 31–48. дои : 10.1007/s11144-018-1489-7 . ISSN 1878-5204 . S2CID 105735334 .

[5] Лю, Цзяци; Шен, Мэйцин; Ли, Чэньсюй; Ван, Цзяньцян; Ван, июнь (01 октября 2019 г.). «Повышенная гидротермальная стабильность катализатора метаванадата марганца на основе WO3–TiO2 для селективного каталитического восстановления NOx NH3». Кинетика, механизмы и катализ реакций . 128 (1): 175–191. дои : 10.1007/s11144-019-01624-7 . ISSN 1878-5204 . S2CID 199078451 .

[6] Ли, Сяолян; Фэн, Цзянцзян; Сюй, Чжиган; Ван, Цзюньцян; Ван, Юцзе; Чжао, Вэй (01 октября 2019 г.). «Модификация церия для улучшения характеристик Cu-SSZ-13 при селективном каталитическом восстановлении NO с помощью NH3». Кинетика, механизмы и катализ реакций . 128 (1): 163–174. дои : 10.1007/s11144-019-01621-w . ISSN 1878-5204 . S2CID 189874787 .

[7] Ведягин, Алексей А.; Стояновский Владимир О.; Кенжин Роман М.; Славинская Елена М.; Плюснин Павел Евгеньевич; Шубин, Юрий В. (01.06.2019). «Очистка выхлопных газов бензина с использованием биметаллических катализаторов Pd–Rh/δ-Al2O3». Кинетика, механизмы и катализ реакций . 127 (1): 137–148. дои : 10.1007/s11144-019-01573-1 . ISSN 1878-5204 . S2CID 145994544 .

[IUPACrate-8] Jump up to: Перейти обратно: ^а ^б ^с ИЮПАК , Сборник химической терминологии , 2-е изд. («Золотая книга») (1997). Онлайн исправленная версия: (2006–) « Скорость реакции ». дои : 10.1351/goldbook.R05156

[LM-9] Jump up to: Перейти обратно: ^а ^б Лейдлер, Кей Джей ; Мейзер, Дж. Х. (1982). Физическая химия . Бенджамин/Каммингс. ISBN 0-8053-5682-7 .

[10] Лейдлер, К.Дж. (1987). Химическая кинетика (3-е изд.). Харпер и Роу. п. 277. ИСБН 0060438622 .

[Connors-11] Коннорс, Кеннет (1990). Химическая кинетика: исследование скорости реакций в растворе . Издательство ВЧ. п. 14. ISBN 978-0-471-72020-1 .

[12] Айзекс, Нил С. (1995). «Раздел 2.8.3» . Физическая органическая химия (2-е изд.). Харлоу: Эддисон Уэсли Лонгман. ISBN 9780582218635 .

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]

[8]

[9]

[10]

[11]

[12]