Факторы влияющие на скорость хим реакций – Факторы, влияющие на скорость химических реакций — ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ — ПОУРОЧНЫЕ РАЗРАБОТКИ ПО ХИМИИ 11 класс — поурочные разработки — разработки уроков — авторские уроки — план-конспект урока

На конкретных примерах укажите основные факторы, влияющие на скорость химических реакций.

1) Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ.

Металлы реагируют с соляной кислотой с различной скоро- стью: магний реагирует быстрее железа, а медь не реагирует вовсе (за скоростью реакции легко следить по выделению пузырьков водорода).

Галогены реагируют с водородом с различной скоростью, например хлор быстрее йода:

2) Для веществ в растворенном состоянии и газов скорость реакции зависит от концентрации реагирующих веществ.

Оксид азота (II) реагирует с чистым кислородом быстрее, чем с воздухом, в котором кислорода около 20% (за изменением скорости реакции легко наблюдать, так как исходные вещества бесцветны, а оксид азота (IV) окрашен в коричневый цвет).

3) Для веществ в твердом состоянии скорость реакции прямо пропорциональна поверхности реагирующих веществ.

Чем сильнее измельчено твердое вещество, тем больше его поверхность. Уголь в виде больших кусков сгорает в печи медленнее, чем измельченный:

Железные опилки реагируют с раствором сульфата меди быстрее, чем железная пластинка такой же массы:

4) При повышении температуры на каждые 10°С скорость большинства реакций увеличивается в 2–4 раза.

Железо при обычной температуре реагирует с хлором очень медленно, при высокой же температуре протекает бурная реакция (железо горит в хлоре):

Водород восстанавливает оксиды металлов при нагревании, при комнатной температуре эта реакция не идет.

5) Скорость реакции зависит от присутствия некоторых веществ (катализаторов и ингибиторов).

Реакция синтеза аммиака из азота и водорода протекает только в присутствии катализаторов (железа со специальными добавками):

Реакция окисления аммиака также протекает только в присутствии катализатора (платины):

5terka.com

Вопрос№25. Скорость химических реакций. Факторы, влияющие на скорость химической реакции.

Под скоростью химической реакции понимают изменение концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени при неизменном объеме системы.

Обычно концентрацию выражают в моль/л, а время – в секундах или минутах. Если, например, исходная концентрация одного из реагирующих веществ составляла 1 моль/л, а через 4 с от начала реакции она стала 0,6 моль/л, то средняя скорость реакции будет равна (1-0,6)/4=0,1 моль/(л*с).

Средняя скорость реакции вычисляется по формуле:

Скорость химической реакции зависит от:

Вещества с полярной связью в растворах взаимодействуют быстрей, это объясняется тем, что такие вещества в растворах образуются ионы, которые легко взаимодействуют друг с другом.

Вещества с неполярной и малополярной ковалентной связью реагируют с различной скоростью, это зависит от их химической активности.

Пример:

H2 + F2 = 2HF (идёт очень быстро со взрывом при комнатной температуре)

H2 + Br2 = 2HBr (идет медленно, даже при нагревании)

  • Величины поверхностного соприкосновения реагирующих веществ (для гетерогенных)

  • Концентрации реагирующих веществ

Скорость реакции прямопропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, возведенных в степень их стехиометрических коэффициентов.

Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа:

при повышении температуры на каждые 100 скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза.

Катализаторами называются вещества, изменяющие скорость химической реакций.

Явление изменения скорости реакции в присутствии катализатора называется катализом.

При увеличение давления скорость реакции повышается (для гомогенных)

Вопрос№26. Закон действия масс. Константа скорости. Энергия активации.

Закон действия масс.

скорость, с которой вещества реагируют друг с другом, зависит от их концентрации

Константа скорости.

коэффициент пропорциональности в кинетическом уравнении химической реакции, выражающий зависимость скорости реакции от концентрации

Константа скорости зависит от природы реагирующих веществ и от температуры, но не зависит от их концентраций.

Энергия активации.

энергия, которую надо сообщить молекулам (частицам) реагирующих веществ, чтобы превратить их в активные

Энергия активации зависит от природы реагирующих веществ и изменяется в присутствии катализатора.

Повышение концентрации увеличивается общее число молекул, а соответственно активных частиц.

Вопрос№27. Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие, константа равновесия. Принцип Ле Шателье.

Реакции, которые протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных веществ в конечные, называются необратимыми.

Обратимыми называются такие реакции, которые одновременно протекают в двух взаимно противоположных направлениях.

В уравнениях обратимых реакций между левой и правой частью ставят две стрелки, направленные в противоположные стороны. Примером такой реакции может служить синтез аммиака их водорода и азота:

3H2 + N2 = 2NH3

Необратимыми называются такие реакции, при протекании которых:

  1. Образующиеся продукты выпадают в осадок, или выделяются в виде газа, например:

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 + H2O

  1. Образование воды:

HCl + NaOH = H2O + NaCl

Обратимые реакции не доходят до конца и заканчиваются установлением химического равновесия.

Химическое равновесие – это состояние системы реагирующих веществ, при котором скорости прямой и обратной реакции равны между собой.

На состояние химического равновесия оказывает влияние концентрации реагирующих веществ, температура, а для газов – и давление. При изменении одного из этих параметров, химическое равновесия нарушается.

Константа равновесия.

Важнейший параметр, характеризующий обратимую химическую реакцию – константа равновесия К. Если записать для рассмотренной обратимой реакции A + D C + D условие равенства скоростей прямой и обратной реакции в состоянии равновесия – k1[A]равн[B]равн = k2[C]равн[D]равн, откуда [C]равн[D]равн/[A]равн[B]равн = k1/k2 = К, то величина К называется константой равновесия химической реакции.

Итак, при равновесии отношение концентрации продуктов реакции к произведению концентрации реагентов постоянно, если постоянна температура (константы скорости k1 и k2 и, следовательно, константа равновесия К зависят от температуры, но не зависят от концентрации реагентов). Если в реакции участвуют несколько молекул исходных веществ и образуется несколько молекул продукта (или продуктов), концентрации веществ в выражении для константы равновесия возводятся в степени, соответствующие их стехиометрическим коэффициентам. Так для реакции 3h3 + N2 2Nh4 выражение для константы равновесия записывается в виде K = [Nh4]2 равн/[h3]3равн[N2]равн. Описанный способ вывода константы равновесия, основанный на скоростях прямой и обратной реакций, в общем случае использовать нельзя, так как для сложных реакций зависимость скорости от концентрации обычно не выражается простым уравнением или вообще неизвестна. Тем не менее, в термодинамике доказывается, что конечная формула для константы равновесия оказывается верной.

Для газообразных соединений вместо концентраций при записи константы равновесия можно использовать давление; очевидно, численное значение константы при этом может измениться, если число газообразных молекул в правой и левой частях уравнения не одинаковы.

Пинцип Ле Шателье.

если на систему, находящуюся в равновесии, производится какое-либо внешнее воздействие , то равновесие смещается в сторону той реакции, которая противодействует этому воздействию.

На химическое равновесие влияет:

  • Изменение температуры. При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции. При понижении температуры равновесие смещается в сторону экзотермической реакции.

  • Изменение давления. При повышении давления равновесие смещается в сторону уменьшения числа молекул. При понижении давления равновесие смещается в сторону увеличения числа молекул.

studfiles.net

Влияние различных факторов на скорость химических реакций

Лабораторная работа № 4

Тема «Химическая кинетика и катализ».

Вопросы теории.

  1. Скорость химической реакции. Закон действующих масс.
  2. Порядок и молекулярность реакции.
  3. Влияние температуры на скорость реакции. Правило Вант – Гоффа.
  4. Понятие об энергии активации. Уравнение Аррениуса.
  5. Влияние катализаторов на скорость реакции.
  6. Химическое равновесие. Принцип Ле – Шателье.

Теоретическая часть

Химическая кинетика изучает скорость и молекулярный механизм химических реакций. Одним из основных понятий в химической кинетике является скорость химической реакции.

Скорость химической реакции определяется изменением концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени.

Концентрацию обычно выражают числом молей в одном литре раствора, а время – в секундах. Таким образом, выражение для определения средней скорости химической реакции имеет вид:

(9.1),

где С0 – начальная концентрация вещества, моль/л;

Cτ – конечная концентрация вещества, моль/л;

τ – время реакции, сек;

υ – средняя скорость химической реакции в этом промежутке времени, моль/л.

с.

Истинная скорость реакции в данный момент времени определяется как первая производная от концентрации С по времени t.

Если С – концентрация исходного вещества, то в соответствии с тем, что dt > 0, а dC < 0, получим величину мгновенной скорости реакции:

(9.2)

Таким образом, если концентрация С убывает со временем (dC < 0, dτ >0), то значение производной отрицательно. Для того чтобы мгновенная скорость реакции была всегда положительной, перед значением производной необходимо поставить знак минус, т.е. .

Влияние различных факторов на скорость химических реакций

Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ и от условий протекания реакции: концентрации реагентов, температуры и присутствия катализаторов. Для реакций с участием твердых веществ, скорость реакции зависит также от степени их измельчения (дисперсности), а для газов – от давления, т.к. в этом случае с изменением давления меняется концентрация реагентов.

1. Зависимость скорости реакции от природы реагирующих веществ:

2. Зависимость скорости реакции от концентрации для элементарных процессов выражается законом действующих масс, который был открыт в 1867 году норвежскими учеными К.Гульдбергом и П.Вааге. Скорость химической реакции при постоянной температуре прямопропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, взятых в степенях равных стехиометрическим коэффициентам в химическом уравнении реакции.

aA + bB cC + dD

 

V1= k1 [A]a [B]b,

V2= k2[C]c [D]d.

 

где [A],[B], [C] и [D] – равновесные молярные концентрации веществ; k – константа скорости химической реакции, численно равная скорости реакции, когда произведение концентраций реагирующих веществ равно единице.

Константа скорости зависит только от природы реагирующих веществ, температуры и присутствия катализаторов, но не зависит от концентраций реагирующих веществ.

В реакциях с участием твердых веществ (гетерогенные системы) скорость зависит от поверхности соприкосновения между реагирующими веществами и не зависит от массы твердого вещества:

С(тв.) + О2 (г.) = СО2 (г.) υ = k[O2] ,

Характер зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ определяется ее порядком, равным сумме показателей степеней в уравнении закона действующих масс.

Часто имеет место несовпадение порядка реакции с суммой коэффициентов. Это обусловлено тем, что рассматриваемая реакция протекает в несколько стадий.

Пример:

Порядок этой реакции равен единице и выражение скорости реакции записывается как , а не , т.к. реакция идет по стадиям:

Общая скорость таких реакций определяется скоростью более медленной стадии. В этом примере – скоростью первой стадии.

Молекулярность реакции – число молекул, принимающих участие в элементарном акте химического взаимодействия. Различают моно-, би-, три-, и т.д. молекулярные реакции. Чаще всего встречаются бимолекулярные реакции.

3. Зависимость скорости реакции от температуры. Энергия активации.

В большинстве случаев нагревание резко повышает скорость химической реакции. Например, осуществить синтез воды из водорода и кислорода при небольшой температуре и без катализаторов практически невозможно. Но при температуре 6000С скорость химической реакции возрастает настолько, что реакция идет со взрывом.

Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа (1884г).

При повышении температуры на каждые 10?С, скорость химической реакции возрастает примерно в 2-4 раза.

Правило Вант-Гоффа выражается следующим уравнением:

(9.5),

где - первоначальная скорость химической реакции при температуре t1;

- скорость химической реакции при температуре t2;

- температурный коэффициент скорости химической реакции, находящийся в пределах от 2 до 4.

Химическое взаимодействие молекул происходит лишь в том случае, если молекулы приближаются на расстояние, при котором происходит перераспределение электронной плотности и возникновение новых химических связей. Т.е. сталкивающиеся молекулы должны обладать энергией, необходимой для преодоления сил отталкивания (энергии барьера) между их электронными оболочками. Частицы, обладающие такой энергией, называют активными.

Избыточная (по сравнению со средней) энергия, которой должна обладать молекула для того, чтобы она могла вступить в химическое взаимодействие, называется энергией активации (Еа).

Группировку активных частиц, находящихся в процессе взаимодействия (т.е. перераспределения связей), называют активированным комплексом.

Пример:

Реакция протекает через образование промежуточного активного комплекса H2I2.

Образование переходного активного комплекса энергетически более выгодно, чем протекание реакции через полный разрыв связей молекул исходных веществ.

Для большинства реакций величина энергии активации находится в пределах 15-60 ккал/моль.

Образование активированного комплекса характеризуется непрерывным изменением расстояний между взаимодействующими атомами. В этом заключается его существенное отличие от обычной молекулы, в которой средние расстояния между атомами не зависят от времени. Активированный комплекс соответствует такому состоянию системы, при котором потенциальная энергия достигает максимального значения. Последовательность промежуточных состояний, через которые проходит система в ходе элементарного акта, называется путем, или координатой реакции.

Рис. 1. Реакционный путь процесса H2(г) + I2(г) = 2HI(г)

Зависимость скорости реакции от температуры и энергии активации строго определяется уравнением Аррениуса для вычисления константы скорости химической реакции:

(9.6),

где А – предэкспоненциальный множитель, или фактор частоты, связанный с вероятностью и числом столкновений молекул;

е – основание натурального логарифма;

Е – энергия активации;

R – универсальная газовая постоянная;

Т – абсолютная температура.

Общее число соударений молекул в единицу времени обозначается параметром Z. А=Z, если молекулы сферические (идеальный случай). Обычно Z >A. Это расхождение тем больше, чем сложнее структура реагирующих молекул. И объясняется тем, что кроме превышения энергии активации для химических взаимодействий важна определенная взаимная ориентация молекул.

Вероятность надлежащей ориентации молекул при соударении характеризуется энтропией активации ΔSa. Она пропорциональна отношению числа благоприятных способов ориентации к общему числу способов ориентации.

В результате зависимость скорости реакции от температуры, энергии активации и энтропии активации определяется следующим выражением:

(9.7),

где е – основание натурального логарифма;

Е – энергия активации;

R – универсальная газовая постоянная;

Т – абсолютная температура;

ΔS – энтропия активации;

Z - число соударений молекул в единицу времени.

 

4. Влияние катализатора на скорость реакции

Катализаторы – вещества, изменяющие скорость химической реакции, но сами остающиеся в конце реакции химически неизменными.

Изменение скорости химической реакции под действием катализатора называется катализом.

Катализаторы, увеличивающие скорость химической реакции, называются положительными, а катализаторы, уменьшающие скорость реакции – отрицательными, или ингибиторами.

Существует два вида катализа: гомогенный и гетерогенный.

Гомогенный катализ – процесс, при котором катализатор и реагирующие вещества находятся в одной фазе.

Гетерогенный катализ – процесс, при котором катализатор и реагирующие вещества находятся в разных фазах.

Сущность механизма действия катализатора при гомогенном катализе заключается в образовании промежуточного реакционноспособного соединения.

 

Механизм гетерогенного катализа иной, и объясняется теорией активированной адсорбции.

Адсорбция – свойство вещества поглощать на своей поверхности другие вещества.

На поверхности катализатора адсорбируются реагирующие вещества (за счет того, что поверхность катализатора неоднородна и на ней имеются так называемые активные центры). Процесс протекает в несколько стадий, и промежуточными являются поверхностные соединения. Это приводит к снижению энергии активации. В общем случае катализатор ведет реакцию по другому пути, чем тот, по которому реакция протекает без катализатора.

Катализатор всегда измельчают и наносят на инертный носитель с развитой поверхностью.

Например, синтез аммиака на железном катализаторе:

 

 

studopedya.ru

Факторы, влияющие на скорость химических реакций — Мегаобучалка

Основные факторы – это концентрация реагирующих веществ, температура, наличие катализатора.

Влияние концентрации.Зависимость скорости химических реакций от концентрации определяется законом действия масс, который в общем виде записывается так:

V = K Can Cвm , (2.14)

где К – коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции.

Ca и Cв – концентрации веществ а и в, участвующих в химической реакции.

n и m – стехиометрические коэффициенты.

Влияние температуры. С повышением температуры скорость реакции возрастает, что связано с увеличением константы скорости реакции. Согласно правилу Вант-Гоффа повышение температуры на 10 0 С увеличивает скорость реакции в 2-4 раза. Можно рассчитать температурный коэффициент скорости реакции:

g = Kt+10/Kt , где (2.15)

Kt+10 – константа при температуре t+10 0.

Kt – константа скорости реакции при температуре t.

Влияние катализатора. Катализатор – вещество, которое резко изменяет скорость реакции. При внесении катализатора реакция проходит через несколько промежуточных стадий, требующих меньшей энергии активации, чем прямая реакция без катализатора, что приводит к колоссальному возрастанию скорости реакции.

Медленно протекающий процесс, например реакция А + В = АВ

в присутствии катализатора К проходит в две стадии:

А + К = АК ( промежуточное соединение)

АК + В = АВ + К

Большинство каталитических реакций положительно, т. е. в присутствии катализатора их скорость возрастает. Однако встречается отрицательный катализ. В этом случае катализатор называют ингибитором. Если ингибитор тормозит процесс окисления, его называют антиоксидантом.

Получение и хранение различных продуктов сопровождается протеканием ряда химических процессов.

Гидролиз– реакция разложения сложных веществ ( белков, жиров, углеводов) до более простых под действием кислот и щелочей с присоединением молекулы воды.

Гидролиз белков. Белки ® пептиды ® пептоны ® аминокислоты.

Гидролиз жиров. Жиры (простые) ® высшие жирные кислоты и глицерин.



 

Гидролиз углеводов, например сахарозы:

 

кислота

С12H22O11 + H2O ® C6H12O6 + C6H12O6

HCl глюкоза фруктоза

¯

инвертный сироп

Полученный инвертный сироп обладает свойствами антикристаллизатора и гигроскопичностью, т.е. способностью поглощать влагу из окружающего воздуха.

Антикристаллизационные свойства инвертного сиропа используют при производстве карамели.

Гидролиз сахарозы может играть отрицательную роль, например, в сахарном производстве, т.к. при этом увеличиваются потери сахарозы за счет ее разложения.

Важная роль принадлежит гидролизу крахмала, который при кипячении с кислотами превращается в глюкозу:

+ h3O; HCl

(C6H10O5)n ® (C6H10O5)n ® C12H22O11 ® 2n C6H12O6

крахмал декстрины мальтоза глюкоза

В зависимости от глубины гидролиза получают патоку различных свойств и состава.

Меланоидинообразование (реакция Майара) – это сложный окислительно-восстановительный процесс, включающий в себя ряд последовательно и параллельно протекающих реакций.

Сущность реакции. Низкомолекулярные продукты распада белков (пептиды, аминокислоты), содержащие свободную аминную группу (- NH2), могут вступать в реакцию с соединениями, в состав которых входит карбонильная группа=С=О, например, с альдегидами и восстанавливающими сахарами(фруктозой, глюкозой, мальтозой), в результате чего происходит разложение как аминокислоты, так и сахара. Из аминокислоты образуются альдегид, аммиак и диоксид углерода, а из сахара-фурфурол и оксиметилфурфурол. Альдегиды придают аромат пищевым продуктам.Фурфурол и оксиметилфурфурол вступают в соединения с аминокислотами, образуя темно-окрашеные продукты, называемые меланоидинами.

Образование меланоидинов – основная причина потемнения пищевых продуктов в процессе их изготовления, сушки и хранения. Особенно интенсивно эта реакция протекает при повышенных температурах во время выпечки хлебобулочных и мучных кондитерских изделий; в процессе уваривания сахарных растворов при производстве сахарного песка; при сушке солода; при самосогревании зерна; в процессе тепловой обработки вин; при приготовлении ирисных и помадных масс типа крем-брюле. Темнеют фруктово – ягодное пюре, соки, повидло при длительном нагревании этих продуктов при высокой температуре, при фасовании их в горячем виде и хранении при повышенной температуре. При производстве некоторых продуктов создают специальные условия для реакции меланоидинообразования. В хлебопечении, например, для получения пшеничного хлеба приятного вкуса и аромата, с румяной корочкой, технологический процесс ведут так, чтобы к моменту выпечки в тесте содержалось 2-3% сахара к массе сухих веществ муки и необходимое количество аминокислот, которые могут вступить в химическое взаимодействие.

Дегидратация. Одна из реакций, протекающих в процессе меланоидинообразования, связана с дегидратацией и разложением сахаров при нагревании. Она может протекать и самостоятельно под воздействием высоких температур на сахара (сахарозу, глюкозу, фруктозу), вызывая ряд их превращений. Характер этих превращений различен и зависит от условий нагревания, реакции среды и концентрации сахара. Моносахариды при нагревании в кислой или нейтральной среде дегидратируют, т.е. разлагаются с выделением одной или двух молекул воды и образованием ангидридов глюкозы. Эти соединения реакционно способны и могут соединяться друг с другом или с неизменной молекулой глюкозы и образовывать продукты конденсации ( реверсии). При длительном тепловом воздействии отщепляется третья молекула воды и образуется оксиметилфурфурол, который при дальнейшем нагревании может распадаться с разрушением углеродного скелета.

В общем виде схему изменений сахарозы можно представить так:

 

Сахароза ® Моносахариды ® Ангидриды ® Оксиметилфурфурол

(смесь глюкозы сахаров

и фруктозы) ¯ ¯

¯ ¯

Продукты реверсии Красящие Муравьиная

и и

гуминовые левулиновая

вещества кислоты

 

Продукты разложения сахаров обладают различными свойствами. Оксиметилфурфурол, красящие и гуминовые вещества повышают цветность и гигроскопичность продуктов и отрицательно сказываются при производстве сахара и карамели. Ангидриды и продукты конденсации способны задерживать кристаллизацию сахарозы из карамельной массы и не оказывают влияния на гигроскопичность и цветность продукта.

На характер реакции оказывает влияние температура (при повышении на каждые 10 0С нарастание цветности увеличивается в 3 раза) и рH среды (с повышением кислотности, в щелочной среде усиливается накопление окрашенных продуктов).

Эти свойства сахаров учитывают при разработке параметров технологических процессов.

Сульфитация.При переработке плодов и овощей потемнение происходит за счет биохимических процессов и образования меланинов. Для предотвращения потемнения их сульфитируют, т.е. обрабатывают диоксидом серы или H2SO3.

При сульфитации продукта идет образование сернистой кислоты, которая является сильным восстановителем,

SO2 + H2O = H2SO3

Частично сернистая кислота переходит в серную:

H2SO3 + H2O = H2SO4 + 2H

Выделяющийся водород оказывает обесцвечивающее действие.

Органические красящие вещества всегда содержат непредельные

хромофорные группы (-С=С-), при восстановлении их H2SO3 по месту разрыва двойных связей присоединяется водород, окрашенные соединения превращаются в бесцветные лейкосоединения.Эффект обесцвечивания до 30 %.

Сульфитируют диффузионный сок при его очистке в сахарном производстве, овощи и плоды при их переработке.

При консервировании плодов и овощей сульфитирование, т.е. диоксид серы, сернистая кислота и ее соли выполняют роль антисептика, вызывая глубокие изменения в клетках микроорганизмов, особенно молочнокислых и уксуснокислых бактерий. Действие ее основано на восстанавливающих свойствах, т.е. являясь акцептором кислорода H2SO3 задерживает дыхание микроорганизмов, что ведет к гибели микрофлоры.

Окисление. Большую роль этот процесс играет при хранении жиров, масел и жиросодержащих продуктов. Жиры при длительном хранении прогоркают, что связано как с химическими превращениями под действием света и кислорода воздуха, так и с действием некоторых ферментов.

Часто при хранении коровьего масла и маргарина наблюдается наиболее простой случай прогоркания, который заключается в омылении жира и появлении в свободном виде масляной кислоты, которая придает продукту неприятный запах, свойственный этой кислоте.

Встречается прогоркание, обусловленное окислением ненасыщенных жирных кислот кислородом воздуха. Кислород присоединяется по месту двойных связей, образуя пероксиды,

O-O

| |

R-C=C-R1 + O2 ® R-C-C-R1

| | | |

H H H H

 

В результате разложения перекисей жирных кислот образуются альдегиды, придающие жиру неприятные запах и вкус. Для предотвращения окисления жиров их можно хранить в вакууме или применить антиоксиданты – бутилоксианизол и бутилокситолуол, их вводят 0,01 % к массе жира.

 

 

megaobuchalka.ru

Author: alexxlab

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *