skan0239

242 Kinetyka chemiczna

^k\

S + K ^ SK,

*-i

SK % P + K.

Nie należy mylić pojęcia kompleksu przejściowego SK z pojęciem kompleksu aktywnego (SK)* w teorii absolutnych szybkości reakcji.

Szybkość otrzymywania produktu dana jest równaniem

u = —U- =At₂[SK].    (5.66)

dt

Dzięki metodzie stanu stacjonarnego (zakładając, że k_x < klub k_{ < ft₂) możemy obliczyć stężenie kompleksu przejściowego:

= *i[S][K] - *_j[SK] - k₂[SK] = 0,    (5.67)

dt

przy czym chwilowe stężenie katalizatora jest, oczywiście, nieco mniejsze od jego stężenia początkowego

[K] = [K]₀-[SK].

Zakładamy przy tym, że [S] > [K]₀, co pozwala zaniedbać ubytek stężenia substratu w wyniku powstawania kompleksu SK.

Po wstawieniu [K] do równania (5.67), obliczamy [SK]:

[SK] =

MgIBo

k-i + k₂ + Aą[S] •

(5.68)

Stąd

(5.69)

d[?]

dt k_i + k₂ + Aą [S]

Tak więc szybkość reakcji jest wprost proporcjonalna do stężenia katalizatora (charakterystyczna cecha katalizy homogenicznej). Ze względu na przyjęte założenie, iż [S] > [K]₀, równanie (5.69) jest słuszne jedynie we wczesnym stadium reakcji.

Zgodnie z tym schematem przebiegają reakcje enzymatyczne (zob. zadanie 5e:2), a także reakcje katalizowane przez kwasy i zasady (kataliza kwasowo-za-sadowa). Jeśli reakcję katalizuje dowolny kwas lub zasada (zarówno w sensie Bronsteda, jak i w ujęciu Lewisa), mówimy, że jest to kataliza ogólna, kwasowa lub zasadowa. Kataliza specyficzna występuje wówczas, gdy efekt katalityczny zależy od stężenia jonów H₃0⁺ lub OH^-.