VIBRĀCIJAS REAKCIJAS, sarežģītas ķīmiskas reakcijas, ko raksturo noteiktu starpproduktu savienojumu koncentrāciju un attiecīgi šo savienojumu transformācijas ātruma svārstības (galvenokārt periodiskas). Svārstību reakcijas tiek novērotas gāzes vai šķidrā fāzē, kā arī (īpaši bieži) saskarnē starp šīm fāzēm un cieto fāzi. Koncentrāciju svārstību rašanās iemesls ir atgriezeniskās saites klātbūtne starp sarežģītas reakcijas atsevišķiem posmiem. Svārstību reakcijas tiek klasificētas kā procesi ar pozitīvu (reakcijas starpproduktu vai galaproduktu katalītiskā darbība) vai negatīvu (starpproduktu vai galaproduktu inhibējošā iedarbība) atgriezenisko saiti.

Pirmo reizi svārstību reakciju, kas izpaudās periodisku gaismas uzliesmojumu veidā fosfora tvaiku oksidēšanās laikā, 17. gadsimta beigās novēroja R. Boils. 1921. gadā amerikāņu ķīmiķis V. Brejs pirmo reizi aprakstīja ūdeņraža peroksīda sadalīšanās šķidruma fāzes svārstību reakciju, ko katalizē jodāti. 1951. gadā krievu ķīmiķis B. P. Belousovs novēroja katalizatora - cērija - oksidētās un reducētās formas koncentrāciju svārstības citronskābes reakcijā ar bromātiem. Svārstības varēja novērot vizuāli, mainoties šķīduma krāsai no bezkrāsaina uz dzeltenu (pārejas dēļ Ce 3+ → Ce 4+); svārstību periods 10-100 s. 1961. gadā krievu biofiziķis A. M. Žabotinskis novēroja koncentrācijas svārstības, kad Belousova reakcijā kā reducētājs tika izmantots malonīns vai ābolskābe. Reakciju, kas notiek pašoscilācijas režīmā dažādu reducētāju katalītiskā oksidēšanā ar bromātiem, sauc par Belousova-Žabotinska reakciju (tā saukto katalizēto bromāta oscilatoru). Ir zināms diezgan liels skaits citu ķīmisko reakciju, kurās tiek novērotas oscilējošas izmaiņas reaģentu koncentrācijās: nekatalizētie bromāta oscilatori, hlorīts, jodāts, peroksīds un citi oscilatori. Mūsdienu svārstību reakciju fundamentālo pētījumu posms sākās ar I. R. Prigožina un viņa kolēģu darbu, kurā tika parādīts, ka atvērtā sistēmā ir iespējami svārstību ķīmiskie procesi stacionāra stāvokļa tuvumā, pietiekami tālu no ķīmiskā līdzsvara stāvokļa.

Svārstību reakciju kinētika ir strauji augoša zināšanu nozare, kas radās ķīmijas, bioloģijas, medicīnas, fizikas un matemātikas krustpunktā. To izmanto bioķīmijā, biofizikā, bioritmu izpētē, populācijas dinamikas, organismu migrācijas, ekoloģijas, socioloģijas (populācijas izmaiņas, ekonomiskā attīstība) izpētē. Svārstību reakcijas īpatnība ir tās augstā jutība pret ārējām ietekmēm, kas paver iespējas radīt principiāli jaunas metodes dažādu vielu mikrodaudzumu analīzei.

Lit.: Zhabotinsky A. M. Koncentrācijas pašsvārstības. M., 1974; Garel D., Garel O. Oscilācijas ķīmiskās reakcijas. M., 1986; Svārstības un ceļojošie viļņi ķīmiskajās sistēmās / Rediģēja R. Fīlds, M. Burgers. M., 1988; Babloyants A. Molekulas, dinamika un dzīve. M., 1990. gads.

Izglītības, zinātnes, jaunatnes un sporta ministrija

Teorētiskais licejs Petru Movila

nodaļa

"Spēja, darbs, talants"

Kursa darbs ķīmijā par tēmu:

"Oscilācijas ķīmiskās reakcijas"

Pabeidza: 12.A klases skolnieks

Bolubaša Irina

Skolotājs: Snidčenko M.A.

* Kišiņeva 2007*

1. Ievads:

a) Redoksreakcijas

b) Svārstību ķīmiskās reakcijas

2. Svārstību reakciju atklāšanas vēsture:

a) Koncentrācijas svārstību pētījumi pirms atklāšanas

B. P. Belousova reakcijas

3. Teorētiskā daļa:

a) A. Lotkoja matemātiskais modelis

b) Svārstību reakciju mehānisma izpēte

4. Eksperimentālā daļa

5. Secinājums

6. Pieteikums:

a) Dažu svārstību reakciju receptes

b) Veikto eksperimentu ilustrācijas

7. Literatūra

Ievads.

Ķīmija ir eksperimentāla zinātne. Un tāpēc eksperiments kā zinātniskās izpētes metode jau sen un stingri ieņēma vadošo vietu starp dabaszinātņu metodēm. Eksperiments ir vissvarīgākais veids, kā savienot teoriju ar praksi ķīmijas mācīšanas procesā un pārvērst zināšanas pārliecībā. Tāpēc katras pieredzes kognitīvās nozīmes atklāšana ir galvenā ķīmiskā eksperimenta prasība.

Eksperimentā (no lat. "eksperiments" - "izmēģinājums") izprast pētāmās parādības novērošanu noteiktos apstākļos, kas ļauj pārraudzīt šīs parādības gaitu un atkārtot to, ja šie nosacījumi ir izpildīti. Ķīmiskais eksperiments ieņem nozīmīgu vietu ķīmijas mācīšanā, jo ar novērojumiem un eksperimentiem tiek apgūta vielu būtības daudzveidība, tiek uzkrāti fakti salīdzinājumiem, vispārinājumiem un secinājumiem.

Veicot eksperimentus un novērojot ķīmiskās pārvērtības dažādos apstākļos, pārliecināmies, ka sarežģītus ķīmiskos procesus var kontrolēt, ka parādībās nav nekā noslēpumaina, tās pakļaujas dabas likumiem, kuru zināšanas ļauj plaši izmantot ķīmiskās pārvērtības praktiski. cilvēka darbība.

Tomēr dažu ķīmisko eksperimentu rezultāti ir negaidīti un neatbilst tradicionālajiem priekšstatiem par vielu īpašībām vai ķīmisko reakciju modeļiem. Šādas ķīmiskās pārvērtības sauca par problēmu eksperimentu.

Pat senos laikos filozofi uzskatīja, ka visas zināšanas sākas ar pārsteigumu. Pārsteigums, ko rada jaunais, izraisa zinātkāres attīstību (jutīgumu pret problēmām apkārtējā pasaulē) ar sekojošu ilgtspējīgas intereses veidošanos par kaut ko. Pārsteigums un pēc tam zināšanu slāpes - tā ir labvēlīga augsne problēmas eksperimenta izpētei, dialektiskās un sistēmiskās domāšanas veidošanai un radošā potenciāla atklāsmei.

To pašu stāvokli var izraisīt spilgts, iespaidīgs ķīmiskais eksperiments (problēmu eksperiments). Ķīmijā problemātisko eksperimentu cēloņi visbiežāk ir redoksreakcijas.

Redoksreakcijas

Ķīmisko reakciju klasificēšanai ir daudz kritēriju. Viena no svarīgākajām ir elementu oksidācijas pakāpju izmaiņu pazīme. Atkarībā no tā, vai elementu oksidācijas pakāpes mainās vai paliek nemainīgas, ķīmiskās reakcijas var iedalīt redoksreakcijās un tajās, kas notiek nemainot oksidācijas pakāpi.

Plaši zināmas ir reakcijas, kas rodas, mainoties elementu oksidācijas pakāpēm (redokss). Tiem ir svarīga loma tehnoloģijā un dabā, tie ir dzīvo organismu metabolisma pamatā, un ar tiem saistīti oksidācijas, sabrukšanas, fermentācijas un fotosintēzes procesi. Oksidācijas (un reducēšanas) procesi notiek degvielas sadegšanas, metālu korozijas, elektrolīzes laikā, un ar to palīdzību tiek iegūti metāli, amonjaks, sārmi un daudzi citi vērtīgi produkti. Tāpēc redoksreakciju izpēte ir iekļauta neorganiskās un organiskās ķīmijas skolas kursos.

Atcerēsimies pamatprincipus, kas saistīti ar redoksreakciju jēdzienu.

Oksidācijas stāvoklis atbilst lādiņam, kas parādītos uz dotā elementa atoma ķīmiskā savienojumā, ja pieņemam, ka visi elektronu pāri, ar kuriem dotais atoms ir savienots ar citiem, ir pilnībā nosvērti pret elementu atomiem ar augstāku elektronegativitāti.

Oksidētājs– viela, kas satur atomus vai jonus, kas pieņem elektronus: X m (oksidētājs) + ne - = X (m - n), kur m ir elementa oksidācijas pakāpe sākotnējā vielā, n ir elektronu skaits.

Reducējošs līdzeklis– viela, kas satur atomus vai jonus, kas nodod elektronus: Y m (reducētājs) - ne - = Y (m + n) .

Oksidācija– process, kurā atoms, molekula vai jons atdod elektronus un paaugstinās elementa oksidācijas pakāpe.

Atveseļošanās- elektronu uztveršanas process ar atomu, molekulu vai jonu, kamēr elementa oksidācijas pakāpe samazinās.

Oksidācija un reducēšana ir saistīti procesi; elektronu skaits, ko reducētājs ziedo tā oksidācijas procesam, vienmēr ir vienāds ar elektronu skaitu, ko oksidētājs pieņem reducēšanas laikā.

Svārstību ķīmiskās reakcijas

Šajā kursa darbā apskatīšu īpašu problemātiska eksperimenta gadījumu, svārstību ķīmiskās reakcijas. Svārstību reakcijas ir vesela organisko vielu oksidācijas reakciju klase, piedaloties katalizatoram ar redox īpašībām. Šis process notiek cikliski, tas ir, tas sastāv no vairākiem atkārtojumiem.

Oscilācijas ķīmiskās reakcijas atklāja un zinātniski pamatoja 1951. gadā padomju zinātnieks Boriss Petrovičs Belousovs. B.P. Belousovs pētīja citronskābes oksidēšanos tās reakcijas laikā ar nātrija bromātu sērskābes šķīdumā. Lai uzlabotu reakciju, viņš šķīdumam pievienoja cērija sāļus. Cērijs ir metāls ar mainīgu valenci (3+ vai 4+), tāpēc tas var būt redokstransformāciju katalizators. Reakciju pavada CO 2 burbuļu izdalīšanās, un tāpēc šķiet, ka viss reakcijas maisījums “vārās”. Un uz šīs viršanas fona B. P. Belousovs pamanīja pārsteidzošu lietu: šķīduma krāsa periodiski mainījās - tas kļuva vai nu dzeltens, vai bezkrāsains. Belousovs šķīdumam pievienoja fenantrolīna kompleksu ar melno dzelzi (ferroīnu), un šķīduma krāsa sāka periodiski mainīties no purpursarkanas uz zilu un atpakaļ.

Tā tika atklāta reakcija, kas kļuva slavena. Tagad tas ir pazīstams visā pasaulē, to sauc par "Belousova-Žabotinska reakciju". A. M. Žabotinskis daudz darīja, lai izprastu šo apbrīnojamo parādību. Kopš tā laika ir atklāts liels skaits līdzīgu reakciju.

Svārstību reakciju atklāšanas vēsture.

IP Belousovs atklāja svārstīgo ķīmisko reakciju, mēģinot izveidot vienkāršu ķīmisko modeli dažiem galvenajiem karbonskābju bioķīmisko transformāciju sistēmas posmiem šūnā. Tomēr pirmais ziņojums par tā atklāšanu netika publicēts. Ķīmiskā žurnāla recenzents apšaubīja rakstā aprakstītās reakcijas fundamentālo iespējamību. Lielākā daļa ķīmiķu tajos gados uzskatīja, ka tīri ķīmiskas svārstības nepastāv, lai gan svārstību reakciju esamību 1910. gadā paredzēja A. Lotkojs, pamatojoties uz periodisko procesu matemātisko teoriju.

Otro mēģinājumu publicēt pētījumu rezultātus zinātnieks veica 1957. gadā, un atkal viņam tika atteikts, neskatoties uz tolaik iznākušajiem beļģu fiziķa un fizikāli ķīmiķa I. R. Prigožina darbiem. Šie darbi demonstrēja svārstīgo ķīmisko reakciju iespējamību un iespējamību.

Tikai 1959. gadā mazpazīstamajā publikācijā “Radiācijas medicīnas tēžu krājums” tika publicēts īss kopsavilkums par periodiski aktīvas svārstīgas ķīmiskās reakcijas atklāšanu, ko veica B. P. Belousovs.

Un visa būtība ir tāda, ka tad, kad B. P. Belousovs izdarīja savu atklājumu, periodiskas izmaiņas reaģentu koncentrācijā šķita termodinamikas likumu pārkāpums. Patiesībā, kā reakcija var notikt vai nu tiešā, vai pretējā virzienā? Nav iespējams iedomāties, ka viss milzīgais molekulu skaits traukā būtu vienā vai otrā stāvoklī (dažreiz visas "zilas", dažreiz visas "sarkanas"...).

Reakcijas virzienu nosaka ķīmiskais (termodinamiskais) potenciāls - reakcijas tiek veiktas iespējamāku stāvokļu virzienā, sistēmas brīvās enerģijas samazināšanās virzienā. Kad reakcija noteiktā virzienā ir pabeigta, tas nozīmē, ka tās potenciāls ir izsmelts, tiek sasniegts termodinamiskais līdzsvars, un bez enerģijas patēriņa spontāni process nevar iet pretējā virzienā. Un šeit... reakcija vispirms notiek vienā virzienā, tad otrā.

Tomēr šajā reakcijā nebija nekādu likumu pārkāpumu. Bija svārstības — periodiskas izmaiņas — starpproduktu, nevis sākotnējo reaģentu vai galaproduktu koncentrācijā. Šajā reakcijā CO 2 nepārvēršas citronskābē, patiesībā tas nav iespējams. Recenzenti neņēma vērā, ka, lai gan sistēma ir tālu no līdzsvara, tajā var notikt daudzas brīnišķīgas lietas. Detalizētas sistēmas trajektorijas no sākotnējā stāvokļa līdz galīgajam stāvoklim var būt ļoti sarežģītas. Tikai pēdējās desmitgadēs šīs problēmas ir risinājusi tādu sistēmu termodinamika, kuras ir tālu no līdzsvara. Šī jaunā zinātne kļuva par pamatu jaunai zinātnei - sinerģētikai (pašorganizācijas teorijai).

Belousova reakciju, kā minēts iepriekš, detalizēti pētīja A. M. Zhabotinsky un viņa kolēģi. Viņi aizstāja citronskābi ar malonskābi. Malonskābes oksidēšanās nav saistīta ar CO 2 burbuļu veidošanos, tāpēc šķīduma krāsas izmaiņas var reģistrēt bez fotoelektrisko ierīču iejaukšanās. Vēlāk izrādījās, ka feroīns pat bez cērija kalpo kā šīs reakcijas katalizators. B.P.Belousovs jau savos pirmajos eksperimentos pamanīja vēl vienu ievērojamu savas reakcijas īpašību: maisīšanai apstājoties, krāsas maiņa šķīdumā izplatās viļņveidīgi. Šī ķīmisko vibrāciju izplatīšanās kosmosā kļuva īpaši skaidra, kad 1970. gadā A. M. Žabotinskis un A. N. Zaikins ielēja Petri trauciņā plānu kārtiņu reakcijas maisījuma. Krūzē veidojas dīvainas formas - koncentriski apļi, spirāles, “virpuļi”, kas izplatās ar ātrumu aptuveni 1 mm/min. Ķīmiskajiem viļņiem ir vairākas neparastas īpašības. Tātad, kad tie saduras, tie tiek nodzēsti un nevar iziet viens otram cauri.

Koncentrācijas pētījumi
vibrācijas pirms B. P. Belousova reakcijas atklāšanas

Bet, kā iet vēsturē, B. P. Belousova atklājums nekādā ziņā nebija pirmais pasaules zinātnē. Izrādījās, ka viena no pirmajām publikācijām par ķīmiskajām vibrācijām ir datēta ar 1828. gadu. Tajā T. Fehners iepazīstināja ar elektroķīmiskās reakcijas vibrāciju pētījuma rezultātiem. Interesantākais ir M. Rosenskiöld darbs, kas datēts ar 1834. gadu. Tā autors pavisam nejauši pamanīja, ka neliela blašķe, kurā ir nedaudz fosfora, tumsā izstaro diezgan intensīvu gaismu. Tajā, ka fosfors spīdēja, nebija nekā pārsteidzoša, taču interesanti bija fakts, ka šis spīdums regulāri atkārtojās ik septītajā sekundē. Četrdesmit gadus vēlāk šos eksperimentus ar “mirgojošo kolbu” turpināja francūzis M. Žubērs (1874). Viņam izdevās novērot periodisku "gaismo mākoņu" veidošanos mēģenē. Vēl pēc divdesmit gadiem vācu zinātnieks A. Zentneršvers pētīja arī gaisa spiediena ietekmi uz periodiskiem fosfora uzliesmojumiem. Viņa eksperimentos mirgošanas periods sākās 20 s un samazinājās, samazinoties spiedienam.

Īpaši spilgta lappuse ķīmisko vibrāciju vēsturē ir saistīta ar tā sauktajiem Liesegang gredzeniem. 1896. gadā vācu ķīmiķis R. Liesegangs, eksperimentējot ar fotoķīmiskām vielām, atklāja, ka, ja lapis tika nomests uz stikla plāksnes, kas pārklāta ar želatīnu, kas satur hromu, reakcijas produkts, nogulsnējot, atrodas uz plāksnes koncentriskos apļos. Liesegangs aizrāvās ar šo fenomenu un pavadīja gandrīz pusgadsimtu, pētot to. Ir atrasts arī tās praktiskais pielietojums. Lietišķajā mākslā Liesegang gredzeni tika izmantoti dažādu izstrādājumu dekorēšanai ar jašmas imitāciju, malahītu, ahātu utt. Pats Liesegangs piedāvāja mākslīgo pērļu izgatavošanas tehnoloģiju.

Līdzīgu piemēru sarakstu var turpināt. Pēc tam tika atklātas svārstību reakcijas divu fāžu saskarnē. No tiem pazīstamākās ir reakcijas metāla šķīduma saskarnē, kas saņēmušas īpašus nosaukumus - "dzelzs nervs" un "dzīvsudraba sirds". Pirmais no tiem - dzelzs (stieples) šķīdināšanas reakcija slāpekļskābē - savu nosaukumu ieguva ārējās līdzības dēļ ar satraukta nerva dinamiku, ko pamanīja V. F. Ostvalds. Otrais vai drīzāk viens no tā variantiem ir H 2 O 2 sadalīšanās reakcija uz metāliskā dzīvsudraba virsmas. Reakcija ietver periodisku oksīda plēves veidošanos un izšķīšanu uz dzīvsudraba virsmas. Dzīvsudraba virsmas spraiguma svārstības izraisa ritmiskas piliena pulsācijas, kas atgādina sirdsdarbību. Bet visas šīs reakcijas nepiesaistīja lielu ķīmiķu uzmanību, jo idejas par ķīmiskās reakcijas gaitu joprojām bija diezgan neskaidras.

Tikai 19. gadsimta otrajā pusē. Radās termodinamika un ķīmiskā kinētika, kas izraisīja īpašu interesi par vibrācijas reakcijām un to analīzes metodēm.

A. Lotkoja matemātiskais modelis

Matemātisko teoriju par svārstībām ķīmiskajām reakcijām līdzīgās sistēmās tālajā 1910. gadā publicēja A. Lotka - viņš uzrakstīja diferenciālvienādojumu sistēmu, no kuras izrietēja periodisku režīmu iespējamība. Lotka apsvēra “laupījumu”, piemēram, zālēdāju, mijiedarbību ar “plēsējiem” (X un Y), kas tos ēd. Plēsēji ēd upurus un vairojas - Y koncentrācija palielinās, bet līdz noteiktai robežai, kad upuru skaits strauji samazinās un plēsēji mirst no bada - Y koncentrācija samazinās. Tad izdzīvojušie upuri sāk vairoties – palielinās X koncentrācija. Izdzīvojušie plēsēji tad arī vairojas, Y koncentrācija atkal palielinās un tā daudzkārt. Tiek novērotas periodiskas reaģentu koncentrācijas svārstības. Skaidrs, ka nosacījums šādām neslāpētām (ilgtermiņa) svārstībām ir zāles pārpilnība – upuru barība. Lotkas vienādojumus uzlaboja V. Volterra. Un mūsdienu svārstību teoriju izstrādāja krievu fiziķi L. I. Mandelštams, A. A. Andronovs, A. A. Vits, S. E. Khaikins, D. A. Franks-Kameneckis. Tātad fiziķiem un matemātiķiem Belousova atklājums nebija tik pārsteidzošs.

Svārstību reakciju mehānisma izpēte.

Detalizēts Belousova reakcijas mehānisms joprojām nav pilnībā zināms. Pirmajos darbos likās, ka starpproduktu skaits ir neliels. Lai izskaidrotu vibrāciju būtību, pietika iedomāties, kā no malonskābes vispirms veidojas bromomalonskābe un tālāk ar to reaģējot, KBrO 3 pārvēršas KBr. Br anjons kavē bromomalonskābes tālāku oksidēšanos, un uzkrājas katalizatora oksidētā forma (čerija četrvērtīgais jeb dzelzs dzelzs kompleksā ar fenantrolīnu). Rezultātā Br - uzkrāšanās apstājas, un atsākas bromomalonskābes oksidēšanās... Tagad ir skaidrs, ka šāds mehānisms nebūt nav pabeigts. Starpproduktu skaits sasniedzis četrus desmitus, un pētījums turpinās.

1972. gadā R. Noyes un kolēģi parādīja, ka Belousova-Žabotinska reakcija ir rezultāts vismaz desmit reakcijām, kuras var apvienot trīs grupās - A, B un C.

Pirmkārt (A reakcijas grupa), bromāta jons H + klātbūtnē reaģē ar bromīda jonu, veidojot bromīdu un hipobromskābes:

BrO -3 + Br -- + 2H + = HBrO 2 + HOBr ( A 1)

hipobromskābe:

HBrO 2 + Br -- + H + = 2HOBr ( A 2)

Hipobromskābe savukārt reaģē ar bromīda jonu, veidojot brīvu bromu:

HOBr + Br -- + H + = Br 2 + H 2 O ( A 3)

Malonskābe ir bromēta ar brīvu bromu:

Br 2 + CH 2 (COOH) 2 = BrCH(COOH) 2 + Br -- + H + ( A 4)

Visu šo reakciju rezultātā malonskābe tiek bromēta ar brīvu bromu:

BrO -3 + 2Br -- + 3CH 2 (COOH) 2 + 3H + = 3BrCH(COOH) 2 + 3H 2 O ( A )

Šīs reakciju grupas ķīmiskā nozīme ir divējāda: bromīda jonu iznīcināšana un bromomalonskābes sintēze.

B grupas reakcijas ir iespējamas tikai tad, ja bromīda jonu nav (zemā koncentrācijā). Bromāta jonam reaģējot ar bromskābi, veidojas radikālis BrO 2.

BrO -3 + HBrO 2 + H + > 2BrO 2 + H 2 O ( B 1)

BrO 2 reaģē ar cēriju (III), oksidējot to par cēriju (IV), un pats tiek reducēts par bromīdskābi:

BrO 2 + Ce 3+ + H + > HBrO 2 + Ce 4+ ( B 2)

Bromskābe sadalās bromā jonos un hipobromskābē:

2HBrO 2 > BrO -3 +HOBr + H + ( B 3)

Hipobromskābe bromē malonskābi:

HOBr + CH 2 (COOH) 2 > BrCH(COOH) 2 + H 2 O ( B 4)

B grupas reakciju rezultātā veidojas bromomalonskābe un četrvērtīgais cērijs.

Reakcijas galveno komponentu: bromskābes un ferīna koncentrāciju svārstības fāzes telpā tiek attēlotas kā slēgta līnija (robežcikls).

BrO -3 + 4Ce 3+ + CH 2 (COOH) 2 + 5H + > BrCH(COOH) 2 + 4Ce 4+ + 3H 2 O ( B )

Cērijs (IV), kas veidojas šajās reakcijās (B grupas reakcijas):

6Ce 4+ + CH 2 (COOH) 2 + 2H 2 O > 6Ce 3+ + HCOOH + 2CO 2 + 6H + ( IN 1)

4Ce 4+ + BrCH(COOH) 2 + 2H 2 O > Br -- + 4Ce 3+ + HCOOH + 2CO 2 + 5H + ( IN 2)

Šīs reakciju grupas ķīmiskā nozīme ir bromīda jonu veidošanās, kas ir intensīvāka, jo augstāka ir bromomalonskābes koncentrācija. Bromīda jonu koncentrācijas palielināšanās izraisa cērija (III) oksidēšanās pārtraukšanu (strauju palēnināšanos) par cēriju (IV). Jaunākos pētījumos cerijs parasti tiek aizstāts ar feroīnu.

No šīs (nepilnīgās) Belousova-Žabotinska reakcijas posmu secības ir skaidrs, cik sarežģīta ir šī sistēma. Tādējādi pietiek ņemt vērā tikai trīs galveno reakcijas starpkomponentu: HBrO 2 (bromskābe), Br - un feroīna (vai cērija) koncentrācijas izmaiņas.

Pirmais solis reakcijā - autokatalītiskas reakcijas rezultātā veidojas bromskābe (ātrs, sprādzienam līdzīgs process), feroīns pārvēršas ferīnā (feroīna oksidētā forma).

Otrais solis– mijiedarbības rezultātā ar organisko komponentu ferīns sāk lēnām pārveidoties atpakaļ par feroīnu, un tajā pašā laikā sāk veidoties bromīda jons.

Trešais solis– bromīda jons ir efektīvs autokatalītiskās reakcijas inhibitors (1. solis). Rezultātā bromskābes veidošanās apstājas un tā ātri sadalās.

Ceturtais solis– 2. solī sāktais ferīna sadalīšanās process ir pabeigts; bromīda jons tiek izņemts no sistēmas. Rezultātā sistēma atgriežas stāvoklī, kādā tā bija pirms 1. soļa, un process tiek periodiski atkārtots. Ir vairāki matemātiski modeļi (diferenciālvienādojumu sistēmas), kas apraksta šo reakciju, tās reaģentu koncentrācijas svārstības un koncentrācijas viļņu izplatīšanās modeļus.

Eksperimentālā daļa:

Citronskābes reakcija ar kālija bromātu:

Reaģenti:

1. K M nO 4(kālija permanganāts).

2. KBrO 3(kālija bromāts vai kālija bromāts).

3. H2SO4(koncentrēts).

4. Citronskābe.

5. Destilēts ūdens.

Progress: Citronskābes paraugs - 2 g tika izšķīdināts 6 ml H 2 O. Iegūtajam šķīdumam tika pievienots kālija hipobroma paraugs - 0,2 g un pievienots 0,7 ml koncentrētas sērskābes. Pēc tam pievienoja 0,04 g kālija permanganāta un ar destilētu ūdeni noregulēja iegūtā šķīduma tilpumu līdz 10 ml. Rūpīgi samaisiet, līdz reaģenti ir pilnībā izšķīduši.

Novērojumi: Tūlīt pēc KMnO 4 pievienošanas šķīdums ieguva purpursarkanu krāsu un sāka “vārīties”. Pēc 25 sekundēm, intensīvi vārot, šķīduma krāsa sāka mainīties uz brūnu. Reakcijai progresējot, šķīdums pakāpeniski kļūst gaiši dzeltenā krāsā. Pēc 3 minūtēm 45 sekundēm sākas krasi šķīduma tumšums (līdzīgi augsta blīvuma šķidruma difūzijai), un pēc 40 sekundēm šķīdums atkal kļūst pilnīgi brūns. Pēc tam visu atkārto ar periodu 4,5 minūtes - 5 minūtes. Pēc diezgan ilga laika reakcija sāk palēnināties un pēc tam pilnībā apstājas (dzeltens šķīdums).

Svārstību redoksreakcijas:

Reaģenti:

1. FeSO4. 7H2O kristāliskā dzelzs(II) sulfāta heptahidrāta vai

Fe(NH4)2(SO4)2. 6H2O (Mora sāls) diamonija sulfāta heksahidrāts -

dzelzs (II)

2. Ce(NO3)3. 6H2O cērija (III) nitrāta heksahidrāts

3. KBr kālija bromīda ūdens šķīdums (2 mol/l jeb 12 g uz 50 ml ūdens)

4. KBrO3 piesātināts kālija bromāta šķīdums (apmēram 10 g uz 100 ml ūdens)

5. H2SO4 koncentrēta sērskābe

6. CH2(COOH)2 malonskābes ūdens šķīdums (5 mol/l jeb 52 g in

100 ml ūdens)

7. C12H8N2(fen)o-fenantrolīns

8. destilēts ūdens

Trauki un galda piederumi: Polylux ar sietu, stikla plāksne ar izmēriem 25 x 25 cm, Petri trauciņš, 100 ml mērkolba, 250 ml Erlenmeijera kolba ar slīpētu aizbāzni, sešas pipetes, birete, stikla stienis, skalošana, filtrpapīrs.

Pieredzes apraksts: Lai demonstrētu eksperimentu, ir iepriekš sagatavoti A un B risinājumi.

Risinājums A – feroīna – dzelzs(II) kompleksa šķīdums ar o-fenantrolīnu (fen). 100 ml mērkolbā pievieno 0,70 g dzelzs(II) sulfāta heptahidrāta (vai 0,99 g Mora sāls) un 1,49 g o-fenantrolīna, noregulē šķīduma tilpumu līdz atzīmei ar ūdeni un samaisa. Šķīdums kļūst sarkans, jo veidojas fenantrolīna dzelzs(II) komplekss:

Fe 2++3 fen = 2+

Risinājums B – bromomalonskābes šķīdums (pagatavo tieši pirms demonstrācijas). 3,3 ml kālija bromīda šķīduma, 5 ml malonskābes šķīduma un 5 ml koncentrētas sērskābes ievada koniskajā kolbā ar slīpētu aizbāzni. Iegūto šķīdumu titrē no biretes ar piesātinātu kālija bromāta šķīdumu, maisot pēc katras titranta porcijas pievienošanas, nodrošinot, ka brūnā krāsa pazūd broma izdalīšanās dēļ paralēlas komutācijas reakcijā:

BrO 3 - + 5Br - + 6H + = 3Br 2 + 3H 2 O

3Br 2 + 2CH 2 (COOH) 2 + 2H 2 O = BrCH(COOH) 2 + HCOOH + CO 2 + 5HBr

Kopējam titrēšanai izmantotā kālija bromāta šķīduma tilpumam jābūt aptuveni 7,5 ml. Iegūtā bromomalonskābe ir nestabila, taču to var kādu laiku uzglabāt 510 0 C temperatūrā.

Lai tieši demonstrētu eksperimentu, uz stikla plāksnes, kas pārklāj poliluksa gaismas logu, novieto Petri trauciņu, kurā ievieto 10 ml piesātināta kālija bromāta šķīduma, 4 ml bromomalonskābes šķīduma un 1,5 ml feroīna šķīduma. tiek secīgi pievienoti, izmantojot pipetes. Dažu minūšu laikā uz sarkanā fona parādās zili plankumi, jo veidojas fenantrolīna dzelzs(III) komplekss. 3+ attiecīgā dzelzs(II) kompleksa oksidācijas rezultātā:

6 2+ + 6H 3 O + + BrO 3 – = 6 3+ + 9H 2 O + Br –

Šis process pats paātrina. Iegūtais komplekss 3+ oksidē bromomalonskābi, veidojot bromīda jonus:

4 3+ + BrCH(COOH) 2 + 7H 2 O =

= 2CO 2 + 5H 3 O + + Br – + HCOOH + 4 2+

Atbrīvotie bromīda joni ir dzelzs(II) kompleksu oksidācijas reakcijas inhibitori ar bromāta joniem. Tikai tad, kad komplekso jonu koncentrācija 2+ kļūst pietiekami augsta, tiek pārvarēta bromīda jonu inhibējošā aktivitāte, un šķīdums kļūst zils, jo veidojas dzelzs(III) komplekss. Process tiek atkārtots atkal un atkal, tāpēc šķīduma krāsa periodiski mainās no zilas uz rozā vai otrādi. Krāsu maiņa sākas ar zilu plankumu parādīšanos uz rozā fona, no kuriem visos virzienos atšķiras koncentriski krāsu viļņi. Laika gaitā krāsas maiņas ātrums samazinās, un galu galā process izzūd. Tajā pašā laikā ekrānā var novērot “melno punktu” parādīšanos - atbrīvotā oglekļa dioksīda burbuļu projekcijas.

Krāsu klāstu var paplašināt, Petri trauciņā pievienojot vairākus cērija(III) nitrāta heksahidrāta kristālus. Ce(NO3)3. 6H2O. Tad papildus zilajai un rozā krāsai var novērot dzeltenu krāsu (cērija(IV) savienojumu veidošanās dēļ) vai zaļo krāsu (dzeltenās un zilās virskārtas dēļ):

6Ce 3+ + BrO 3 – + 15H 2 O = 6 2+ + Br – + 6H 3 O +

4 2+ + BrCH(COOH) 2 + 3H 3 O + =

= 2CO 2 + Br – + HCOOH + 4Ce 3+ + 9H 2 O

Sildot, reakciju ātrums palielinās un krāsas maiņa paātrinās.

Piezīme. Fenantrolīns ir heterociklisks savienojums ar diviem slāpekļa atomiem, kuriem ir vientuļi elektronu pāri un kas spēj koordinēt. Sarežģītos savienojumos ar dzelzi O-fenantrolīns pilda bidentāta liganda lomu un veido stabilus helātu tipa kompleksus.

Secinājums.

Līdz šim Belousova-Žabotinska reakcija ir ieņēmusi pienācīgu vietu pasaules zinātnē. Katru gadu visā pasaulē tiek rīkotas vairākas starptautiskas konferences par nelineāro ķīmisko sistēmu dinamiku, un vārdi “BZ-reaction” (saīsinājums: Belousova-Žabotinska reakcijas) izskan desmitiem citu konferenču, kas veltītas fizikas, ķīmijas, un bioloģija.

Belousova-Žabotinska reakcijas izpētei, kā esmu pārliecināts, ir liela nozīme, jo tā ir atradusi pielietojumu dažādās zinātnes un tehnikas jomās. Šo reakciju izmanto kā paraugu nopietnu sirdsdarbības traucējumu - aritmijas un fibrilācijas - izpētei. Un nesen tika uzsākti eksperimenti ar šīs reakcijas gaismjutīgu modifikāciju, kad dinamika šajā sistēmā ir atkarīga no gaismas intensitātes. Izrādījās, ka šādu reakciju var izmantot kā skaitļošanas mašīnu attēlu uzglabāšanai un apstrādei. Gaismas jutīga Belousova-Žabotinska reakcijas modifikācija var kalpot kā skaitļošanas kompleksa prototips, kas var aizstāt datorus.

No otras puses, svārstīgas ķīmiskās reakcijas ir spilgts pašorganizācijas piemērs nedzīvajā dabā, un šajā ziņā ir ne tikai dabaszinātniska, bet arī filozofiska nozīme. Fundamentālās izmaiņas dabaszinātnēs, kas radīja tā dēvēto pašorganizācijas teoriju, lielā mērā ir saistītas ar sākotnējo impulsu, ko tai deva krievu zinātnieki 20. gadsimta 50. – 60. gadu mijā, kad Belousovs atklāja redoksķīmisko reakciju. Tajā pašā laikā tika atklātas pārsteidzošas analoģijas; izrādījās, ka daudzas dabas parādības, sākot no galaktiku veidošanās līdz viesuļvētrām, cikloniem un gaismas spēlēm uz atstarojošām virsmām, patiesībā ir pašorganizācijas procesi. Tie var būt ļoti dažādi: ķīmiski, mehāniski, optiski, elektriski utt.

Tādējādi arvien lielāku nozīmi iegūst lietišķie pētījumi, piemēram, alternatīvu informācijas apstrādes līdzekļu modelēšanas jomā (jo īpaši sarežģītu mozaīku ar objektu spilgtuma gradāciju analīzei). Vēl viens jauns lietišķo pētījumu virziens ir polimerizācijas pazīmju izpēte BZ sistēmā vai tai līdzīgā sistēmā.

Sarežģītā telpiskā un laika organizācija, ko demonstrē BZ sistēma bez sajaukšanās, laika gaitā tika atrastas analoģijas dabā, bioloģiskajās sistēmās (piemēram, periodiski šūnu metabolisma procesi, aktivitātes viļņi sirds audos un smadzeņu audos, neekoloģisko sistēmu līmenī notiekošie procesi), savā jaunajā jomā - sinerģētikā (pašorganizēšanās teorija), kā arī eksperimentālais darbs aizsāka mūsdienu dinamisko sistēmu teorijas izstrādi. Lai gan pašlaik liela daļa no šādām reakcijām jau ir saprotamas, iemesli, kas izraisa svārstīgo ķīmisko procesu, joprojām nav skaidri.

Pašlaik vibrāciju reakciju kinētika ir strauji augoša zināšanu nozare, kas radās ķīmijas, bioloģijas, medicīnas, fizikas un matemātikas krustpunktā. Man bija ļoti interesanti iepazīties ar tik neparastām un no pirmā acu uzmetiena neiespējamām dzīvās matērijas īpašībām. Taču vēl vairāk mani pārsteidza tas, ka tik neticami nozīmīgu, iespaidīgu atklājumu citi daudzus gadus neuztvēra, un tā laika lielie prāti to vienkārši nesaprata. Šis atklājums izgāja savu ērkšķaino ceļu un galu galā ieņēma pienācīgo vietu pasaules zinātnē. Un pati šādas reakcijas iespēja kārtējo reizi pierāda, ka mūsu pasaulē vēl ir daudz nezināmā un neizpētītā.

Pieteikums.

Dažu svārstību reakciju receptes

1. recepte: Ir nepieciešams sagatavot šādu vielu šķīdumus, pamatojoties uz to galīgo koncentrāciju: malonskābe 0,2 M; nātrija bromāts 0,3 M; sērskābe 0,3 M; feroīns 0,005 M. Feroīnu var aizstāt ar divvērtīgo mangānu vai trīsvērtīgo cērija sulfātu, taču krāsas intensitāte būs ievērojami vājāka. Apmēram 5 ml visu komponentu šķīduma jāielej Petri trauciņā tā, lai šķidruma slāņa biezums būtu 0,5-1 mm. Pēc 3-8 minūtēm (pārejas periods) var novērot vibrācijas un ķīmiskos viļņus.

2. recepte: Plakanā caurspīdīgā kivetē slāņos (1 ml) ielejiet šādus šķīdumus:

- KBrO 3(0,2 mol/l)

- malonskābe (0,3 mol/l)

- feroīns (0,003 mol/l)

- H2SO4(0,3 mol/l)

Novietojiet kiveti uz balta papīra lapas. Reakcijas ātrumu var mainīt, pievienojot sārmu vai skābi.

3. recepte: Nepieciešamie risinājumi:

- citronskābe (40 g 160 ml ūdens)

- H2SO4 (1:3).

Un arī pielikumi:

- KBrO3(16 g)

- Ce 2 (SO 4) 3(3–3,5 g)

Uzkarsē citronskābes šķīdumu līdz 40–50 °C, pēc tam ielej KBrO 3 paraugu. Novietojiet glāzi uz balta papīra loksnes un pievienojiet daļu Ce 2 (SO 4) 3 un dažus ml H 2 SO 4 . Uzreiz sākas krāsu maiņa: dzeltena> bezkrāsaina> dzeltena, ar periodu 1-2 minūtes.

4. recepte: Nepieciešamie risinājumi:

- H2O2(50 ml 30%)

- KIO 3(7,17 g 50 ml ūdens)

- HClO 4(30 ml atšķaidīta šķīduma)

- malonskābe (3 g 50 ml H 2 O). Un svari:

- MnSO4(1g) un nedaudz cietes.

Ielejiet visu vienā glāzē (200-250 ml), pievienojiet porciju, samaisiet ar stikla stienīti. Pastāv krāsu maiņa: bezkrāsains> dzeltens> zils.

Bibliogrāfija.

1. Aliev R., Shnol S. E. "Svārstību ķīmiskās reakcijas." Kinētika un katalīze. 1998. Nr.3. 130.-133.lpp.

2. Shnol S.E. Zināšanas ir spēks. 1994. Nr.3. 62.-71.lpp.

3. Žabotinskis A. M. Koncentrācijas pašsvārstības. M.: Nauka, 1974. gads.

4. Garel D., Garel O. Oscilācijas ķīmiskās reakcijas / Tulk. no angļu valodas M.:

5. Dubnischeva T. Ya. Mūsdienu dabaszinātņu jēdzieni. Novosi-

Birska: YuKEA, 1997, 683. – 697. lpp.

6. Mūsdienu dabaszinātņu jēdzieni. Ed. V. N. Lavrinenko,

V. P. Ratņikova, M.: VIENOTĪBA-DANA, 1999, 78. - 87. lpp.

7. Vavilin B.V. "Pašsvārstības šķidrās fāzes ķīmiskajās sistēmās."

Daba, 2000, 5. nr., 19. – 25. lpp.

kur a n, b n ir funkcijas c(t) izplešanās koeficienti rad (atsevišķu harmoniku komponentu amplitūdas), A n ir kompleksās amplitūdas, w - svārstību frekvence (i - iedomātā vienība). Kopumā svārstību amplitūdas un frekvences laika gaitā var mainīties (slāpētas, pieaugošas, modulētas svārstības). Būs svārstības. savienojums var būt neperiodisks vai ar nepārtrauktu spektru. Būs svārstības. savienojums - salīdzinoši reta parādība, kas novērota noteiktu sarežģītu darbību laikā. Elementāra ķīmija. rajoni ir relaksācija. procesi, kas nodrošina monotonu reaģējošās sistēmas pieeju termodinamiskajam stāvoklim. . Par svārstību rašanos homog. izotermisks r-cijai ir nepieciešama intervālu klātbūtne. savienojums un mijiedarbība starp tām. Ir stacionāri stāvokļi, kuros c(i) i-tie intervāli. savienojums nav atkarīgs no laika (ar i =c 0 i). Nelielām sistēmas novirzēm no stacionārā stāvokļa izmaiņas ar i apraksta ar eksponenciālu summu ar sarežģītiem rādītājiem:

Daudzumi l i = g i +i w ES zvanīju raksturīga cipariem. Nesvārstībā. ilgtspējīgas sistēmas l es esmu negatīvs un īsts ( g i<0, w i =0). Šādos gadījumos parasti tā vietā l es lietoju laikus t i = 1/l i. Ja stacionārais stāvoklis ir pietiekami tuvu termodinamiskajam stāvoklim. (Onsagera savstarpējās attiecības ir apmierinātas, skat.), tad viss l es esmu īsts un negatīvs (). Šajā gadījumā sistēma tuvojas stacionāram stāvoklim bez svārstībām. Ļoti nelīdzsvarotās sistēmās l i var kļūt par kompleksiem skaitļiem, kas atbilst svārstību parādīšanās ap stacionāru stāvokli. Pie noteiktām stipri nelīdzsvarotās sistēmas parametru vērtībām (sākotnējais, t-ry utt.) stacionārais stāvoklis var zaudēt stabilitāti. Stacionāra stāvokļa stabilitātes zudums ir īpašs bifurkācijas gadījums, t.i. izmaiņas pie noteiktas (bifurkācijas) vērtības k.-l. numurs vai tipa parametrs dec. kinētiskā sistēmas režīmi. Pastāv divi vienkāršākie stabila stacionāra stāvokļa bifurkācijas gadījumi. Pirmajā gadījumā viens l es kļūstu pozitīvs. Turklāt bifurkācijas punktā ( l i =0) sākotnēji stabilais stāvoklis kļūst nestabils vai saplūst ar nestabilo stacionāro stāvokli un pazūd, un sistēma pāriet jaunā stabilā stāvoklī. Parametru telpā šīs bifurkācijas tuvumā atrodas apgabals, kurā sistēmai ir vismaz trīs stacionāri stāvokļi, no kuriem divi ir stabili un viens ir nestabils. Otrajā gadījumā tas darbojas. daļa no vienas sarežģītas īpašības. skaitļi kļūst pozitīvi. Šajā gadījumā stabilas svārstības rodas stabilitāti zaudējušā stacionārā stāvokļa tuvumā. Izejot bifurkācijas punktu, ar tālākām kvantitatīvā parametra izmaiņām var stipri mainīties svārstību raksturojums (frekvence, amplitūda utt.), bet kvalitāte. tiek saglabāts sistēmas uzvedības veids. In chem. sistēmas, nestabilitāte var rasties upes paātrinājuma rezultātā ar tās produktiem vai citiem veidiem, substrāta vai krusteniskās inhibīcijas (skat.), sākotnējo vielu konkurences rezultātā par starpproduktiem. savienojums un tā tālāk. Neizotermiskā stāvoklī sistēmas, nestabilitātes cēlonis var būt eksotermijas pašpaātrinājums. r-cijas posmos un elektroķīmiskajā. r-cijas ātruma eksponenciālā atkarība no r-cijas. Vienkāršāko nestabilitātes un atbilstošās kinētikas parādīšanās. sistēmas stāvokļus var ērti izskaidrot, izmantojot enzīmu reakcijas piemēru ar diviem S 1 un S 2, no kuriem viens, piemēram. S 1, inhibē E:
S 01 D S 1 S 02 D S 2 S 1 +E 1 D S 1 E S 1 E+S 2 D S 1 E : P S 1 E+S 1 D S 1 S 1 E
S 1 un S 2 var iekļūt sistēmā no ārpuses (piemēram, plūsmas reaktorā vai caur to ieplūstot) vai veidoties lēnas viendabības rezultātā. r-cijas S 0i D S i (i=1,2); tiek noņemts arī produkts P, kas neietekmē procesa gaitu. S 1 E, S 1 S 2 E un S 1 S 1 E - enzīmu-substrātu kompleksi; rodas neaktīva kompleksa veidošanās dēļ S 1 S 1 E. Šajā sistēmā ir 6 dinamiskie. mainīgie: un , [E] un dekomp. enzīmu-substrātu kompleksu formas, un [E] + ++ = e - pilnīgs. Parasti e<< и e<<, поэтому можно применить и представить фермент-субстратных комплексов как алгебраич. ф-ции . В результате поведение системы можно описать двумя дифференц. ур-ниями относительно и . Удобно использовать безразмерные переменные s 1 =/K 1 un s 2 =/K 2 (K 1 un K 2 - Michaelis), parametri a 1 un a 2 - ierašanās rādītāji, kā arī bezdimensiju elementāru posmu kombinācijas e, b, g, d, ( un bezizmēra laiks t . Tad diferenciālis Vienādojumiem ir šāda forma:


Apskatīsim gadījumu, kad šai sistēmai ir divi stabili stacionāri stāvokļi - bistabila sistēma jeb trigeris. Ja a 2 >> a 1 / e , t.i. r-cijas ātrums S 02 D S 2 ir ļoti augsts, salīdzinot ar S 01 ātrumu D S 1 un fermentatīvās reakcijas ātrumu, tad tas ir nemainīgs un vienāds ar . Šajā gadījumā sistēmas uzvedību apraksta tikai viens vienādojums (3.1). Atkarības d s l / d t no s 1 dažādās vērtībās a 1 ir parādīti attēlā. 1, a. Pārtrauktās līknes atbilst bifurkātiem. parametru vērtības a-a "1 un a : 1, un līknes starp tām trīs reizes krustojas ar abscisu. Krustošanās punkti atbilst stacionāriem stāvokļiem s 1 01 , s 1 02 un s 1 03 , kura vidējais rādītājs s 1 02 ir nestabils un atdala stabilo stāvokļu piesaistes reģionus s 1 01


Rīsi. 1. Enzīmu sistēma ar trim stacionāriem stāvokļiem (bioķīmiskais trigeris): a ātruma atkarība d s 1/d t bezizmēra S 1 izmaiņas no tā vērtības ( s 1 ) ar sadalīšanos ātrumi ( a 1 ) kvītis ; Punktētā līnija norāda līknes, kas atbilst bifurkācijām. vērtības a "1 un "" 1; 6 - stacionāro vērtību atkarība s 0 1 no a 1; s 1 01 un s 1 0 3 stabils, s 1 0 2 - nestabili stacionāri stāvokļi.

un s 1 0 3. Uz stacionārās atkarības līknes s 1 0 no 1 (1. att., b) apgabals ar trim stacionāriem stāvokļiem atrodas intervālā ( a " 1 , a "" 1). Lēnām parametru izmaiņām uz priekšu un atpakaļ a 1 sistēma pārvietojas pa dažādām trajektorijām, t.i. histerēze. Jāņem vērā, ka aprakstīto bistabilitāti var iegūt sistēmā ar viena substrāta šķīdumu, kas uzvedas līdzīgi kā divu substrātu šķīdums ar fiksētu viens no . Lai sistēma ar vienu mainīgo un bistabilitāti kļūtu oscilējoša, ir nepieciešams pārvērst parametru par lēnu mainīgo. Enzīmu sistēmā ar diviem šādiem parametriem, protams, otrais s 2. Šajā gadījumā sistēmas aprakstīšanai jāizmanto abi vienādojumi (3). Relatīvās izmaiņas S2 ( D /) būs lēns, salīdzinot ar relatīvajām izmaiņām S l, ja >>. Pārejot uz bezdimensiju parametriem, šis nosacījums iegūst šādu formu: a 1 ~ a 2 ~ 1, e <<1. На фазовой плоскости с координатами s 1, s 2, sistēmas uzvedību kvalitatīvi nosaka nulles izoklīnisko līkņu relatīvais novietojums, uz kurām atvasinājumi d s 1 / d t un d s 2 / d t ir vienādi ar 0 (2. att., a). Nulles izoklīnu krustošanās punkti atbilst sistēmas stacionārajiem stāvokļiem. Punktētā līnija parāda nulles izoklīnijas d pozīciju s 1/d t =0 bifurkācijas laikā, ko pavada nelielas amplitūdas stabilu svārstību (pašsvārstību) parādīšanās. Šīs svārstības atbilst slēgtai sistēmas trajektorijai – t.s. limita cikls. Nepārtrauktas līnijas parāda nulles izoklīnijas situācijā, kas ir tālu no bifurkācijas, kad vienīgais sistēmas stacionārais stāvoklis (punkts O 2. att., a) ir ļoti nestabils un to ieskauj robežcikls ABCD. Sistēmas kustība pa šo robežciklu atbilst pašsvārstībām s 1 un s 2 ar lielu amplitūdu (sk. 2. att., b).


Rīsi. 2. Pašsvārstības (stabilās svārstības) modeļa enzīmu sistēmā: a-fāzes plakne koordinātēs s 1 - s 2 ar nulles izoklīniem d s 1 /d t =0, d s 2 /d t =0; Punktētā līnija parāda nulles izoklīnijas d pozīciju s 1/d t =0, kas atbilst svārstībām. bifurkācijas un mazs robežcikls, kas ieskauj nestabilo stacionāro stāvokli O, ABCD lielais robežcikls; b - pašsvārstības s 1 un s 2 atbilst lielajam ierobežojuma ciklam ABCD.

Svārstību laikā tika novēroti periodiski periodi. vibrācijas ūdenslīdēji. formas: sinusoidāla, zāģzoba, taisnstūrveida utt.; modulēta, kvaziperiodiska un stohastiska. Vairuma svārstību viļņu periodi svārstās no sekundes daļām līdz desmitiem minūšu. Šķidrās fāzes vibrācijas ietver, piemēram, H 2 O 2 un S 2 O 4 2-, sadalās. in-in halogēna-skābekļa savienojumi, un. Belousovs-Žabotinskis ir labi izpētīts, nonākot ūdens šķīdumā, kur HBrO 3 pie mainīga oksidē sadalīšanos. org. savienojums, jo īpaši malonskābe. Tika atklātas un pētītas gāzes fāzes vibrācijas vibrācijas CO, CO un citu savienojumu klātbūtnē. Visos gadījumos tiek novēroti gan reakcijas tilpuma posmi, gan ķēžu pārrāvums un kodolu veidošanās uz reaktora sienām, kā arī reakcijas paātrinājums sistēmas sasilšanas rezultātā. eksotermisks posmi (termiskā). Tīri termokinētiski ir iespējami. pašsvārstības, kad termiskais ir vienīgais nestabilitātes cēlonis. Vienkāršākais termokinētiskais modelis. plūsmas reaktorā svārstībām ir šāda forma: V 0: IN : P+Q. Šeit viela B nonāk ideālā plūsmas reaktorā, kur notiek monomolekulāra eksotermiska reakcija. dezintegrācijas šķīdums; radītais siltums tiek noņemts caur reaktora sienu. Šīs reakcijas kinētiku raksturo divas atšķirības. vienādojumi attiecībā pret B un temperatūru T reaktorā:


kur [B 0 ] ir norādīts pie reaktora ieejas, T 0 ir reaktora sienas temperatūra, k ir koeficients. reakcijas atjaunināšanas ātrums maisījums reaktorā, h - koeficients. ātrums, Q - r-cijas termiskais efekts, C r - nemainīgs, r - blīvums, E un A -

Svārstību reakciju būtība. Svārstību reakciju mehānisms un kinētika.