Скорость реакции

Железная ржавчина имеет низкую скорость реакции. Этот процесс идет медленно.

Горение древесины имеет высокую скорость реакции. Это быстрый процесс.

Скорость реакции или скорость реакции - это скорость, с которой происходит химическая реакция , определяемая как пропорциональная увеличению концентрации продукта в единицу времени и уменьшению концентрации реагента в единицу времени. ^[1] Скорость реакции может сильно различаться. Так , например, окислительный ржаветь из железа под земной атмосферы является медленная реакция , которая может занять много лет, но горение целлюлозыВ огне реакция происходит за доли секунды. Для большинства реакций скорость уменьшается по мере протекания реакции. Скорость реакции можно определить, измеряя изменения концентрации во времени.

Химическая кинетика - это часть физической химии, которая касается того, как измеряются и прогнозируются скорости химических реакций, и как данные о скорости реакции могут использоваться для вывода вероятных механизмов реакции . ^[2] Концепции химической кинетики применяются во многих дисциплинах, таких как химическая инженерия , ^[3]^[4]^[5]^[6] энзимология и экологическая инженерия . ^[7]^[8]^[9]

Формальное определение [ править ]

Рассмотрим типичную химическую реакцию :

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

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

В соответствии с IUPAC «s Gold Book определения ^[10] скорость реакции v для химической реакции , протекающей в замкнутой системе при постоянном объеме , без наращивания промежуточных продуктов реакции , определяется следующим образом:

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 измеряется в моль / л / с.

Скорость реакции всегда положительная. Наличие отрицательного знака указывает на то, что концентрация реагента уменьшается. IUPAC ^[10] рекомендует, чтобы единицей времени всегда была секунда. Скорость реакции отличается от скорости увеличения концентрации продукта P на постоянный коэффициент (величина, обратная его стехиометрическому числу ), а для реагента A - на величину, обратную величине, обратную стехиометрическому числу. Стехиометрические числа включены таким образом, чтобы определенная скорость не зависела от того, какой реагент или вид продукта выбран для измерения. ^[11]^{: 349} Например, если a = 1 и b = 3тогда B потребляется в три раза быстрее, чем A, но v = -d [ A ] / dt = - (1/3) d [ B ] / dt определено однозначно. Дополнительным преимуществом этого определения является то, что для элементарной и необратимой реакции v равно произведению вероятности преодоления энергии активации переходного состояния и количества раз в секунду, когда молекулы реагента достигают переходного состояния. При таком определении для элементарной и необратимой реакции v - это скорость успешных событий химической реакции, приводящих к продукту.

Приведенное выше определение справедливо только для одной реакции , в замкнутой системе с объемом постоянной , допущение , которое должно быть указано в явном виде в определении. Если добавить воду в кастрюлю с соленой водой, концентрация соли уменьшается, хотя химической реакции не происходит.

Для открытой системы необходимо учитывать полный баланс массы : вход - выход + генерация - потребление = накопление

F_{\mathrm {A} 0}-F_{\mathrm {A} }+\int _{0}^{V}v\,dV={\frac {dN_{\mathrm {A} }}{dt}}

,

где F _A0 - скорость притока A в молекулах в секунду, F _A - отток, а v - мгновенная скорость реакции A (в числовой концентрации, а не молярной) в данном дифференциальном объеме, интегрированная по всему объему системы V при в данный момент. Применительно к закрытой системе с постоянным объемом, рассмотренной ранее, это уравнение сводится к следующему:

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

,

где концентрация [A] связана с числом молекул N _A соотношением [A] =N _A/N ₀В. Здесь N ₀ - постоянная Авогадро .

Для одиночной реакции в замкнутой системе переменного объема может использоваться так называемая скорость превращения , чтобы избежать обработки концентраций. Он определяется как производная от 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 ν _i - стехиометрический коэффициент для вещества i , равный a , b , p и q в типичной реакции, описанной выше. Также V - это объем реакции, а C _i - концентрация вещества i .

Когда образуются побочные продукты или промежуточные продукты реакции, ИЮПАК ^[10] рекомендует правильно использовать термины скорость увеличения концентрации и скорость уменьшения концентрации для продуктов и реагентов.

Скорость реакции также может быть определена на основе, которая не является объемом реактора. Когда используется катализатор, скорость реакции может быть указана на основе массы катализатора (моль г ^-1 с ^-1 ) или площади поверхности (моль м ^-2 с ^-1 ). Если в основе лежит конкретный участок катализатора, который может быть строго подсчитан определенным методом, скорость дается в единицах с ^-1 и называется частотой оборота.

Факторы влияния [ править ]

Факторы, влияющие на скорость реакции, - это природа реакции, концентрация , давление , порядок реакции , температура , растворитель , электромагнитное излучение , катализатор , изотопы , площадь поверхности, перемешивание и предел диффузии . Некоторые реакции естественным образом протекают быстрее, чем другие. Количество реагирующих частиц, их физическое состояние (частицы, образующие твердые частицы, движутся намного медленнее, чем частицы газов или частиц в растворе ), сложность реакции и другие факторы могут сильно влиять на скорость реакции.

Скорость реакции увеличивается с концентрацией, как описано законом скорости и объясняется теорией столкновений . В качестве реагента увеличивается концентрация, тем частота от столкновений возрастают. Скорость газовых реакций увеличивается с увеличением давления, что фактически эквивалентно увеличению концентрации газа. Скорость реакции увеличивается в том направлении, где имеется меньше молей газа, и уменьшается в обратном направлении. Для реакций в конденсированной фазе зависимость от давления слабая.

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

Обычно проведение реакции при более высокой температуре дает больше энергии в систему и увеличивает скорость реакции, вызывая больше столкновений между частицами, как 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, когда он хранится 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 реакции начаться, а затем она нагревается сама по себе, потому что она экзотермична . Это справедливо для многих других видов топлива, таких как метан , бутан и водород .

Скорость реакции может быть независимой от температуры ( не аррениусовская ) или уменьшаться с повышением температуры ( антиаррениусовская ). Реакции без активационного барьера (например, некоторые радикальные реакции) имеют тенденцию иметь антиаррениусовскую температурную зависимость: константа скорости уменьшается с повышением температуры.

Многие реакции протекают в растворе, и свойства растворителя влияют на скорость реакции. Ионной силы также оказывает влияние на скорость реакции.

Электромагнитное излучение - это форма энергии. По существу, он может ускорить скорость или даже сделать реакцию спонтанной, поскольку обеспечивает частицы реагентов большей энергией. ^{[ необходима цитата ]} Эта энергия так или иначе сохраняется в реагирующих частицах (она может разрывать связи, переводить молекулы в электронно или колебательно возбужденные состояния ...), создавая промежуточные частицы, 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 смесьставится под рассеянный свет. На ярком солнечном свете реакция взрывная.

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

Кинетический изотопный эффект состоит в различной скорости реакции для одной и той же молекулы , если он имеет различные изотопы, обычно водород изотопы, из - за относительную разность масс между водородом и дейтерием . В реакциях на поверхностях , которые происходят, например, во время гетерогенного катализа , скорость реакции увеличивается вместе с площадью поверхности. Это связано с тем, что больше частиц твердого вещества подвергаются воздействию и могут быть поражены молекулами реагента.

Перемешивание может сильно повлиять на скорость реакции гетерогенных реакций .

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

Уравнение оценки [ править ]

Для химической реакции a A + b B → 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 с постоянным объемом это часто имеет вид

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

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

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

Для газофазной 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 параметром, который определяется уравнением Аррениуса .

Показатели 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 (многоступенчатых) реакций это часто неверно, и уравнение скорости определяется подробным 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, так что закон скорости является первым порядком. Для бимолекулярной реакции или стадии количество столкновений пропорционально произведению двух концентраций реагентов или второго порядка. Предполагается, что термолекулярная ступень будет третьего порядка, но также очень медленной, поскольку одновременные столкновения трех молекул редки.

Используя баланс масс для системы, в которой происходит реакция, можно получить выражение для скорости изменения концентрации. Для закрытой системы с постоянным объемом 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) + 2NO(g) -> N2(g) + 2H2O(g)}}

наблюдаемое уравнение скорости (или выражение скорости): $v=k[{\ce {H2}}][{\ce {NO}}]^{2}\,$

Как и для многих реакций, экспериментальное уравнение скорости не просто отражает стехиометрические коэффициенты в общей реакции: это третий порядок в целом: первый порядок по H ₂ и второй порядок по NO, даже если стехиометрические коэффициенты обоих реагентов равны 2. . ^[12]

В химической кинетике общая скорость реакции часто объясняется с помощью механизма, состоящего из ряда элементарных стадий. Не все эти шаги влияют на скорость реакции; Обычно скорость реакции регулируется самой медленной элементарной стадией. В этом примере возможный механизм:

${\ce {\quad 2NO(g)<=>N2O2(g)\qquad (fast\ equilibrium)}}$
${\ce {\quad {N2O2}+H2->{N2O}+H2O\qquad (slow)}}$
${\ce {\quad {N2O}+H2->{N2}+H2O\qquad (fast)}}$

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

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

,

где k ₂ - константа скорости для второй ступени.

Однако Н ₂ О ₂ представляет собой нестабильный промежуточный продукт , концентрация которого определяется тем фактом , что первый шаг находится в равновесии , так что $[Н 2 O 2] = K 1 [NO] 2$ , где К ₁ является константа равновесия из первых шаг. Подстановка этого уравнения в предыдущее приводит к уравнению скорости, выраженному в терминах исходных реагентов.

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, потому что она реагирует на третьей стадии, которая является быстрой стадией после стадии определения скорости, так что она не влияет на общую скорость реакции.

Температурная зависимость [ править ]

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

k=Ae^{-{\frac {E_{\mathrm {a} }}{RT}}}.

E _a - энергия активации ; R - газовая постоянная . Так как при температуре T молекулы имеют энергию , данные по распределению Больцмана , можно ожидать , что число столкновений с энергией больше Е быть пропорциональны е ^{^-}^{^Е}^/^_RT . Коэффициент A - это предэкспоненциальный коэффициент или частотный коэффициент .

Значения A и E _a зависят от реакции. Возможны также более сложные уравнения, которые описывают температурную зависимость других констант скорости, которые не соответствуют этой схеме.

Температура - это мера средней кинетической энергии реагентов. При повышении температуры кинетическая энергия реагентов увеличивается. То есть частицы движутся быстрее. При более быстром движении реагентов 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 температуры на десять градусов по Цельсию увеличивает скорость реакции примерно в два раза.

Координатная диаграмма реакции бимолекулярного нуклеофильного замещения ( S N 2 ) между бромметаном и гидроксид-анионом

Минимальная кинетическая энергия, необходимая для возникновения реакции, называется энергией активации и обозначается E _a или ΔG ^‡ . Показанное на диаграмме переходное состояние или активированный комплекс - это энергетический барьер, который необходимо преодолеть при превращении реагентов в продукты. Молекулы с энергией, превышающей этот барьер, имеют достаточно энергии для реакции.

Для успешного столкновения должна быть правильная геометрия столкновения, а это означает, что молекулы реагента должны быть направлены в правильную сторону, чтобы мог образоваться активированный комплекс.

Химическая реакция происходит только при столкновении реагирующих частиц. Однако не все столкновения вызывают реакцию. Продукты образуются только тогда, когда сталкивающиеся частицы обладают определенной минимальной энергией, называемой пороговой энергией. Как показывает практика , скорость многих реакций удваивается на каждые десять градусов Цельсия повышения температуры. ^[13] Для данной реакции отношение константы скорости при более высокой температуре к константе скорости при более низкой температуре известно как ее температурный коэффициент ( Q ). Q 10 обычно используется как отношение констант скорости, разнесенных на десять градусов Цельсия.

Зависимость от давления [ править ]

Зависимость константы скорости от давления для реакций в конденсированной фазе (то есть, когда реагенты и продукты являются твердыми или жидкими) обычно достаточно слабая 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:

A + B ⇌ | A ⋯ B | ^‡ → P

активационный объем Δ V ^‡ равен:

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

где V обозначает парциальный молярный объем частицы, а ‡ обозначает комплекс состояния активации.

Для указанной выше реакции можно ожидать, что изменение константы скорости реакции (основанной либо на мольной доле, либо на молярной концентрации ) с давлением при постоянной температуре составит: ^[11]^{: 390}

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

На практике вопрос может быть сложным, поскольку парциальные молярные объемы и активационный объем сами могут быть функцией давления.

Скорость реакции может увеличиваться или уменьшаться с увеличением давления, в зависимости от значения Δ V ^‡ . В качестве примера возможной величины эффекта давления было показано, что некоторые органические реакции удваивают скорость реакции, когда давление повышается с атмосферного (0,1 МПа) до 50 МПа (что дает Δ V ^‡ = -0,025 л / моль). ^[14]

См. Также [ править ]

Скорость решения
Разбавление (уравнение)
Реакция, контролируемая диффузией
Приближение установившегося состояния
Теория столкновений и переходное состояние - это химические теории, которые пытаются предсказать и объяснить скорость реакции.
Изотермическая микрокалориметрия

Примечания [ править ]

^ Макмерри, Джон; Фэй, Роберт С.; Робинсон, Джилл К. (31 декабря 2014 г.). Химия (Седьмое изд.). Бостон. п. 492. ISBN. 978-0-321-94317-0. OCLC 889577526 .
^ Петруччи, Ральф Х .; Херринг, Ф. Джеффри; Мадура, Джеффри Д.; Биссоннетт, Кэри. Общая химия: принципы и современные приложения (Одиннадцатое изд.). Торонто. п. 923. ISBN 978-0-13-293128-1. OCLC 951078429 .
^ Сильва, Камилла KS; Baston, Eduardo P .; Мелгар, Лисбет З .; Беллидо, Хорхе Д.А. (01.10.2019). «Катализаторы Ni / Al2O3-La2O3, синтезированные методом одностадийной полимеризации, применительно к сухому риформингу метана: влияние структур-предшественников никеля, перовскита и шпинели». Кинетика, механизмы и катализ реакций . 128 (1): 251–269. DOI : 10.1007 / s11144-019-01644-3 . ISSN 1878-5204 . S2CID 199407594 .
^ Исследования Кинетического пропана окисления на Мо и катализаторах смешанного оксида на основе V . 2011 г.
^ Науманн д'Алнонкур, Рауль; Чепеи, Ленард-Иштван; Хэвекер, Майкл; Girgsdies, Франк; Schuster, Manfred E .; Шлёгль, Роберт; Траншке, Аннетт (2014). «Реакционная сеть в окислении пропана на фазово-чистых оксидных катализаторах MoVTeNb M1» . J. Catal . 311 : 369–385. DOI : 10.1016 / j.jcat.2013.12.008 . hdl : 11858 / 00-001M-0000-0014-F434-5 .
^ Элизальде, Игнасио; Mederos, Fabián S .; дель Кармен Монтеррубио, штат Массачусетс; Касильяс, Нинфа; Диас, Хьюго; Трехо, Фернандо (01.02.2019). «Математическое моделирование и моделирование промышленного адиабатического реактора с тонким слоем жидкости для обогащения тяжелой сырой нефти процессом гидроочистки». Кинетика, механизмы и катализ реакций . 126 (1): 31–48. DOI : 10.1007 / s11144-018-1489-7 . ISSN 1878-5204 . S2CID 105735334 .
^ Лю, Цзяци; Шэнь, Мэйцин; Ли, Чэньсюй; Ван, Цзяньцян; Ван, июнь (2019-10-01). «Повышенная гидротермальная стабильность катализатора на основе метаванадата марганца на основе WO3 – TiO2 для селективного каталитического восстановления NOx с помощью NH3». Кинетика, механизмы и катализ реакций . 128 (1): 175–191. DOI : 10.1007 / s11144-019-01624-7 . ISSN 1878-5204 .
^ Ли, Сяолян; Фэн, Цзянцзян; Сюй, Чжиган; Ван, Цзюньцян; Ван, Юцзе; Чжао, Вэй (2019-10-01). «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. DOI : 10.1007 / s11144-019-01621-ш . ISSN 1878-5204 . S2CID 189874787 .
^ Ведягин, Алексей А .; Стояновский, Владимир О .; Кенжин, Роман М .; Славинская, Елена М .; Плюснин, Павел Е .; Шубин, Юрий В. (2019-06-01). «Очистка выхлопных газов бензина с использованием биметаллических катализаторов Pd – Rh / δ-Al2O3». Кинетика, механизмы и катализ реакций . 127 (1): 137–148. DOI : 10.1007 / s11144-019-01573-1 . ISSN 1878-5204 . S2CID 145994544 .
^ a b c ИЮПАК , Сборник химической терминологии , 2-е изд. («Золотая книга») (1997). Онлайн исправленная версия: (2006–) « Скорость реакции ». DOI : 10,1351 / goldbook.R05156
^ a b Laidler, KJ ; Мейзер, JH (1982). Физическая химия . Бенджамин / Каммингс. ISBN 0-8053-5682-7.
^ Laidler, KJ (1987). Химическая кинетика (3-е изд.). Харпер и Роу. п. 277. ISBN. 0060438622.
^ Коннорс, Кеннет (1990). Химическая кинетика: изучение скорости реакции в растворе . Издатели ВЧ. п. 14. ISBN 978-0-471-72020-1.
Перейти ↑ Isaacs, Neil S. (1995). «Раздел 2.8.3» . Физико-органическая химия (2-е изд.). Харлоу: Эддисон Уэсли Лонгман. ISBN 9780582218635.

Внешние ссылки [ править ]

Химическая кинетика, скорость реакции и порядок (требуется флэш-плеер)
Кинетика реакций, примеры важных законов скорости (лекция со звуком).
Скорость реакции
Обзор бимолекулярных реакций (реакции с участием двух реагентов)
зависимость от давления Может. J. Chem.

[1] Макмерри, Джон; Фэй, Роберт С.; Робинсон, Джилл К. (31 декабря 2014 г.). Химия (Седьмое изд.). Бостон. п. 492. ISBN. 978-0-321-94317-0. OCLC 889577526 .

[2] Петруччи, Ральф Х .; Херринг, Ф. Джеффри; Мадура, Джеффри Д.; Биссоннетт, Кэри. Общая химия: принципы и современные приложения (Одиннадцатое изд.). Торонто. п. 923. ISBN 978-0-13-293128-1. OCLC 951078429 .

[3] Сильва, Камилла KS; Baston, Eduardo P .; Мелгар, Лисбет З .; Беллидо, Хорхе Д.А. (01.10.2019). «Катализаторы Ni / Al2O3-La2O3, синтезированные методом одностадийной полимеризации, применительно к сухому риформингу метана: влияние структур-предшественников никеля, перовскита и шпинели». Кинетика, механизмы и катализ реакций . 128 (1): 251–269. DOI : 10.1007 / s11144-019-01644-3 . ISSN 1878-5204 . S2CID 199407594 .

[4] Исследования Кинетического пропана окисления на Мо и катализаторах смешанного оксида на основе V . 2011 г.

[5] Науманн д'Алнонкур, Рауль; Чепеи, Ленард-Иштван; Хэвекер, Майкл; Girgsdies, Франк; Schuster, Manfred E .; Шлёгль, Роберт; Траншке, Аннетт (2014). «Реакционная сеть в окислении пропана на фазово-чистых оксидных катализаторах MoVTeNb M1» . J. Catal . 311 : 369–385. DOI : 10.1016 / j.jcat.2013.12.008 . hdl : 11858 / 00-001M-0000-0014-F434-5 .

[6] Элизальде, Игнасио; Mederos, Fabián S .; дель Кармен Монтеррубио, штат Массачусетс; Касильяс, Нинфа; Диас, Хьюго; Трехо, Фернандо (01.02.2019). «Математическое моделирование и моделирование промышленного адиабатического реактора с тонким слоем жидкости для обогащения тяжелой сырой нефти процессом гидроочистки». Кинетика, механизмы и катализ реакций . 126 (1): 31–48. DOI : 10.1007 / s11144-018-1489-7 . ISSN 1878-5204 . S2CID 105735334 .

[7] Лю, Цзяци; Шэнь, Мэйцин; Ли, Чэньсюй; Ван, Цзяньцян; Ван, июнь (2019-10-01). «Повышенная гидротермальная стабильность катализатора на основе метаванадата марганца на основе WO3 – TiO2 для селективного каталитического восстановления NOx с помощью NH3». Кинетика, механизмы и катализ реакций . 128 (1): 175–191. DOI : 10.1007 / s11144-019-01624-7 . ISSN 1878-5204 .

[8] Ли, Сяолян; Фэн, Цзянцзян; Сюй, Чжиган; Ван, Цзюньцян; Ван, Юцзе; Чжао, Вэй (2019-10-01). «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. DOI : 10.1007 / s11144-019-01621-ш . ISSN 1878-5204 . S2CID 189874787 .

[9] Ведягин, Алексей А .; Стояновский, Владимир О .; Кенжин, Роман М .; Славинская, Елена М .; Плюснин, Павел Е .; Шубин, Юрий В. (2019-06-01). «Очистка выхлопных газов бензина с использованием биметаллических катализаторов Pd – Rh / δ-Al2O3». Кинетика, механизмы и катализ реакций . 127 (1): 137–148. DOI : 10.1007 / s11144-019-01573-1 . ISSN 1878-5204 . S2CID 145994544 .

[IUPACrate-10] ИЮПАК , Сборник химической терминологии , 2-е изд. («Золотая книга») (1997). Онлайн исправленная версия: (2006–) « Скорость реакции ». DOI : 10,1351 / goldbook.R05156

[LM-11] Laidler, KJ ; Мейзер, JH (1982). Физическая химия . Бенджамин / Каммингс. ISBN 0-8053-5682-7.

[12] Laidler, KJ (1987). Химическая кинетика (3-е изд.). Харпер и Роу. п. 277. ISBN. 0060438622.

[Connors-13] Коннорс, Кеннет (1990). Химическая кинетика: изучение скорости реакции в растворе . Издатели ВЧ. п. 14. ISBN 978-0-471-72020-1.

[14] Перейти ↑ Isaacs, Neil S. (1995). «Раздел 2.8.3» . Физико-органическая химия (2-е изд.). Харлоу: Эддисон Уэсли Лонгман. ISBN 9780582218635.

[1]