Скоростта на повечето химични реакции се увеличава с повишаване на температурата. Тъй като концентрацията на реагентите практически не зависи от температурата, тогава, в съответствие с кинетичното уравнение на реакцията, основният ефект на температурата върху скоростта на реакцията е чрез промяна на константата на скоростта на реакцията. С повишаването на температурата енергията на сблъскващите се частици се увеличава и вероятността да настъпи химическа трансформация по време на сблъсъка се увеличава.

Зависимостта на скоростта на реакцията от температурата може да се характеризира с температурния коефициент.

Експериментални данни за влиянието на температурата върху скоростта на много химични реакции при обикновени температури (273–373 K), в малък температурен диапазон, показват, че повишаването на температурата с 10 градуса увеличава скоростта на реакцията 2-4 пъти (ван правилото на Хоф).

Според Вант Хоф- температурен коефициент на константа на скоростта(коефициент на Вант Хоф)е увеличаване на скоростта на реакцията с повишаване на температурата с 10степени.

(4.63)

където и са скоростни константи при температури и ; - температурен коефициент на скорост на реакцията.

Когато температурата се повиши с ндесетки градуса, съотношението на скоростните константи ще бъде равно на

Където нможе да бъде цяло число или дроб.

Правилото на Вант Хоф е приблизително правило. Приложим е в тесен температурен диапазон, тъй като температурният коефициент се променя с температурата.

По-точна зависимост на константата на скоростта на реакцията от температурата се изразява с полуемпиричното уравнение на Арениус

където А е предекспоненциален фактор, който не зависи от температурата, а се определя само от вида на реакцията; E –енергия на активиране на химическа реакция. Енергията на активиране може да бъде представена като определена прагова енергия, която характеризира височината на енергийната бариера по пътя на реакцията. Енергията на активиране също не зависи от температурата.

Тази зависимост се установява в края на 19 век. Холандският учен Арениус за елементарни химични реакции.

Енергия на директно активиране ( д 1) и обратно ( д 2) реакцията е свързана с топлинния ефект на реакция D нсъотношение (виж фиг. 1):

д 1 – д 2 = D Н.

Ако реакцията е ендотермична и D N> 0, тогава д 1 > Е 2 и енергията на активиране на правата реакция е по-голяма от обратната. Ако реакцията е екзотермична, тогава д 1 < Е 2 .

Уравнението на Арениус (101) в диференциална форма може да бъде написано:

От уравнението следва, че колкото по-висока е енергията на активиране E, толкова по-бързо се увеличава скоростта на реакцията с температурата.

Разделяне на променливите кИ Tи като се има предвид дпостоянна стойност, след интегриране на уравнение (4.66) получаваме:

Ориз. 5. В графика к–1/Т.

, (4.67)

където А е предекспоненциален коефициент с размерността на константата на скоростта. Ако това уравнение е валидно, тогава на графиката в координати експерименталните точки са разположени на права линия под ъгъл a спрямо абсцисната ос и ъгловият коефициент () е равен на , което дава възможност да се изчисли енергията на активиране на a химическа реакция от зависимостта на константата на скоростта от температурата съгласно уравнението.

Енергията на активиране на химическа реакция може да се изчисли от константите на скоростта при две различни температури, като се използва уравнението

. (4.68)

Теоретичното извеждане на уравнението на Арениус е направено за елементарни реакции. Но опитът показва, че по-голямата част от сложните реакции също се подчиняват на това уравнение. Въпреки това, за сложни реакции енергията на активиране и предекспоненциалният фактор в уравнението на Арениус нямат конкретно физическо значение.

Уравнението на Арениус (4.67) ни позволява да дадем задоволително описание на широк диапазон от реакции в тесен температурен диапазон.

За описание на зависимостта на скоростта на реакцията от температурата се използва и модифицираното уравнение на Арениус

, (4.69)

който вече включва три параметъра : А, дИ н.

Уравнение (4.69) се използва широко за реакции, протичащи в разтвори. За някои реакции зависимостта на константата на скоростта на реакцията от температурата се различава от дадените по-горе зависимости. Например при реакции от трети ред константата на скоростта намалява с повишаване на температурата. При екзотермичните верижни реакции константата на скоростта на реакцията нараства рязко при температури над определена граница (топлинна експлозия).

4.5.1. Примери за решаване на проблеми

Пример 1.Скоростната константа на определена реакция се променя с повишаване на температурата, както следва: T 1 = 20°C;

к 1 = 2,76 · 10 -4 минути. -1; T 2 = 50°С; к 2 = 137,4 · 10 -4 минути. -1 Определете температурния коефициент на константата на скоростта на химическа реакция.

Решение.Правилото на Van't Hoff ви позволява да изчислите температурния коефициент на константата на скоростта от връзката

ж н= =2 ¸ 4, където н = = =3;

g 3 = =49,78 g = 3,68

Пример 2.Използвайки правилото на Вант Хоф, изчислете при каква температура реакцията ще завърши за 15 минути, ако при температура 20 0 С е отнела 120 минути. Температурен коефициентстепента на реакция е 3.

Решение.Очевидно, колкото по-кратко е времето за реакция ( T), толкова по-голяма е константата на скоростта на реакцията:

3н = 8, н ln3 = ln8, n== .

Температурата, при която реакцията ще завърши за 15 минути е:

20 + 1,9 × 10 = 39 0 C.

Пример 3.Константата на скоростта на реакцията на осапунване на етилацетат с алкален разтвор при температура 282,4 K е 2,37 l 2 /mol 2 min. , а при температура 287,40 К е равно на 3,2 l 2 /mol 2 min. Намерете при каква температура константата на скоростта на тази реакция е 4?

Решение.

1. Познавайки стойностите на константите на скоростта при две температури, можете да намерите енергията на активиране на реакцията:

= = 40,8 kJ/mol.

2. Познаване на стойността на енергията на активиране, от уравнението на Арениус

Въпроси и задачи за самоконтрол.

1.Какви величини се наричат ​​параметри на „Арениус“?

2. Какви минимални експериментални данни са необходими за изчисляване на енергията на активиране на химична реакция?

3. Покажете, че температурният коефициент на константата на скоростта зависи от температурата.

4. Има ли някакви отклонения от уравнението на Арениус? Как можем да опишем зависимостта на константата на скоростта от температурата в този случай?

Кинетика на сложни реакции

Реакциите по правило не протичат чрез директно взаимодействие на всички първоначални частици с директния им преход в реакционни продукти, а се състоят от няколко елементарни етапа. Това се отнася преди всичко за реакции, в които, според тяхното стехиометрично уравнение, участват повече от три частици. Въпреки това, дори реакциите на две или една частица често не следват прост би- или мономолекулен механизъм, а по по-сложен начин, тоест през редица елементарни етапи.

Реакциите се наричат ​​сложни, ако консумацията на изходни материали и образуването на реакционни продукти протича през няколко елементарни етапа, които могат да се извършват едновременно или последователно. Освен това някои етапи протичат с участието на вещества, които не са нито изходни вещества, нито реакционни продукти (междинни вещества).

Като пример за сложна реакция, разгледайте хлорирането на етилен до образуване на дихлороетан. Директното взаимодействие трябва да се осъществи чрез четиричленен активиран комплекс, който включва преодоляване на висока енергийна бариера. Скоростта на такъв процес е ниска. Ако атомите се образуват в системата по един или друг начин (например под действието на светлината), тогава процесът може да протича по верижен механизъм. Атом лесно се свързва с двойна връзка, за да образува свободен радикал -. Този свободен радикал може лесно да откъсне атом от молекулата, за да образува крайния продукт, което води до регенериране на свободен атом.

В резултат на тези два етапа една молекула и една молекула се превръщат в молекула на продукта - и регенерираният атом взаимодейства със следващата молекула етилен. И двата етапа имат ниска енергия на активиране и този път гарантира, че реакцията протича бързо. Като се има предвид възможността за рекомбинация на свободни атоми и свободни радикали, пълната схема на процеса може да се напише като:

Въпреки цялото си разнообразие, сложните реакции могат да бъдат сведени до комбинация от няколко вида сложни реакции, а именно паралелни, последователни и последователно-паралелни реакции.

Двата етапа се наричат последователен, ако частицата, образувана в един етап, е първоначалната частица в друг етап. Например в горната диаграма първият и вторият етап са последователни:

.

Двата етапа се наричат паралелен, ако същите частици участват като първоначалните частици и в двете. Например в реакционната схема четвъртият и петият етап са успоредни:

Двата етапа се наричат последователно-успоредни, ако са успоредни по отношение на едната и съгласувани по отношение на другата от частиците, участващи в тези етапи.

Пример за последователно-паралелни етапи са вторият и четвъртият етап на тази реакционна схема.

Характерните признаци, че реакцията протича по сложен механизъм, включват следното:

Несъответствие на реда на реакцията и стехиометричните коефициенти;

Промени в състава на продуктите в зависимост от температурата, началните концентрации и други условия;

Ускоряване или забавяне на процеса чрез добавяне на малки количества вещества към реакционната смес;

Влиянието на материала и размера на съда върху скоростта на реакцията и др.

При кинетичния анализ на сложните реакции се прилага принципът на независимост: „Ако няколко прости реакции протичат едновременно в една система, тогава към всяка от тях се прилага основният постулат на химичната кинетика, сякаш тази реакция е единствената.“ Този принцип може да се формулира и по следния начин: „Стойността на константата на скоростта на елементарна реакция не зависи от това дали в дадена система протичат едновременно други елементарни реакции.“

Принципът на независимост е валиден за повечето реакции, които протичат по сложен механизъм, но не е универсален, тъй като има реакции, при които някои прости реакции влияят на хода на други (например, свързани реакции).

Принципът на микрореверсивностили подробен баланс:

ако в сложен процессе установи химично равновесие, тогава скоростите на правата и обратната реакция трябва да са еднакви за всеки от елементарните етапи.

Най-често срещаният случай за възникване на сложна реакция е, когато реакцията протича през няколко прости стъпки, протичащи с различни скорости. Разликата в скоростите води до факта, че кинетиката на получаване на реакционния продукт може да се определи от законите на само една реакция. Например, при паралелните реакции скоростта на целия процес се определя от скоростта на най-бързия етап, а при последователните реакции - най-бавния. Следователно, когато се анализира кинетиката на паралелни реакции със значителна разлика в константите, скоростта на бавния етап може да бъде пренебрегната, а когато се анализират последователни реакции, не е необходимо да се определя скоростта на бързата реакция.

При последователни реакции се нарича най-бавната реакция ограничаване. Ограничаващото стъпало има най-малка скоростна константа.

Ако стойностите на константите на скоростта на отделните етапи на сложна реакция са близки, тогава е необходимо пълен анализцялата кинетична схема.

Въвеждането на концепцията за етап, определящ скоростта, в много случаи опростява математическата страна на разглеждането на такива системи и обяснява факта, че понякога кинетиката на сложни, многоетапни реакции е добре описана с прости уравнения, например от първи ред.

Увеличаването на скоростта на реакцията с повишаване на температурата обикновено се характеризира с температурния коефициент на скоростта на реакцията, число, показващо колко пъти се увеличава скоростта на дадена реакция, когато температурата на системата се повиши с 10°C. Температурният коефициент на различните реакции е различен. При обикновени температури стойността му за повечето реакции варира от 2... 4.

Температурният коефициент се определя в съответствие с така нареченото „правило на Вант Хоф“, което се изразява математически чрез уравнението

v 2 /v 1 = g ( T 2 - T 1)/10 ,

Където v 1 и v 2 – скорост на реакция при температури T 1 и T 2 ; g е температурният коефициент на реакцията.

Така например, ако g = 2, тогава кога T 2 - T 1 = 50°C v 2 /v 1 = 2 5 = 32, т.е. реакцията се ускори 32 пъти и това ускорение не зависи по никакъв начин от абсолютни стойности T 1 и T 2, но само по тяхната разлика.

активираща енергия,разликата между средната енергия на частиците (молекули, радикали, йони и др.), влизащи в елементарен акт на химическа реакция, и средната енергия на всички частици в реагиращата система. За различни химични реакции E. a. варира в широки граници - от няколко до ~10 J/molЗа същата химична реакция стойността на E. a. зависи от вида на функциите на разпределение на молекулите според енергиите на тяхното транслационно движение и вътрешните степени на свобода (електронни, вибрационни, ротационни). Като статистическа стойност на E. a. трябва да се разграничава от праговата енергия или енергийната бариера - минималната енергия, която една двойка сблъскващи се частици трябва да има, за да се случи дадена елементарна реакция.

Уравнение на Арениус, температурна зависимост на константата на скоростта Да сеелементарна химия реакции:

където A е предекспоненциалният фактор (измерението съвпада с измерението k), E а- активираща енергия, обикновено положителна. стойности, Т-абс. температура, k-константа на Болцман. Прието е да се дава E ане на молекула. и от броя на частиците N A= 6,02*10 23 (константа на Авогадро) и изразено в kJ/mol; в тези случаи в уравнението на Арениус стойността кзаменен с газова константа Р.Графика на 1nk спрямо 1 /kT(Графика на Арениус) – права линия, чийто отрицателен наклон се определя от енергията на активиране E аи се характеризира положително. температурна зависимост Да се.

Катализатор- химическо вещество, което ускорява реакцията, но не е част от продуктите на реакцията. Количеството на катализатора, за разлика от други реагенти, не се променя след реакцията. Важно е да се разбере, че в реакцията участва катализатор. Осигурявайки по-бърз път за реакцията, катализаторът реагира с изходния материал, полученият междинен продукт претърпява трансформации и накрая се разделя на продукта и катализатора. След това катализаторът реагира отново с изходния материал и този каталитичен цикъл се повтаря (до милион пъти) [ източник?] се повтаря.

Катализаторите се делят на хомогененИ разнородни. Хомогенният катализатор е в една и съща фаза с реагиращите вещества, хетерогенният катализатор образува независима фаза, отделена от интерфейс от фазата, в която се намират реагиращите вещества. Типичните хомогенни катализатори са киселини и основи. Като хетерогенни катализатори се използват метали, техните оксиди и сулфиди.

Реакции от един и същи тип могат да протичат както с хомогенни, така и с хетерогенни катализатори. Така, заедно с киселинните разтвори, се използват твърди Al 2 O 3, TiO 2, ThO 2, алумосиликати и зеолити с киселинни свойства. Хетерогенни катализатори с основни свойства: CaO, BaO, MgO.

Хетерогенните катализатори като правило имат силно развита повърхност, за която се разпределят върху инертен носител (силикагел, алуминиев оксид, активен въглен и др.).

За всеки тип реакция само определени катализатори са ефективни. В допълнение към вече споменатите киселинно-основен, има катализатори окислително-редукционни; те се характеризират с наличието на преходен метал или негово съединение (Co +3, V 2 O 5 + MoO 3). В този случай катализата се извършва чрез промяна на степента на окисление на преходния метал.

Дисперсна система- това са образувания от две или повече фази (тела), които са напълно или практически несмесими и не реагират химически помежду си. Първото от веществата ( диспергирана фаза) фино разпределен във втория ( дисперсионна среда). Ако има няколко фази, те могат да бъдат отделени една от друга физически (центрофуга, отделяне и др.).

Обикновено дисперсните системи са колоидни разтвори или золи. Към дисперсните системи се отнася и случаят на твърда дисперсна среда, в която се намира дисперсната фаза.

Най-общата класификация на дисперсните системи се основава на разликата в агрегатно състояниедисперсионна среда и дисперсна фаза. Комбинациите от три вида агрегатно състояние позволяват да се разграничат девет типа дисперсни системи. За краткост те обикновено се означават с фракция, чийто числител показва дисперсната фаза, а знаменателят показва дисперсионната среда, например за системата "газ в течност" се приема обозначението G/L.

Колоидни разтвори. Колоидното състояние е характерно за много вещества, ако техните частици имат размер от 1 до 500 nm. Лесно е да се покаже, че общата повърхност на тези частици е огромна. Ако приемем, че частиците имат формата на топка с диаметър 10 nm, тогава с общия обем на тези частици 1 cm 3 ще имат

повърхността е около 10 m2. Както беше посочено по-рано, повърхностният слой се характеризира с повърхностна енергия и способността да адсорбира определени частици, включително йони

от разтвор. Характерна особеностколоидни частици е наличието на заряд на повърхността им поради селективната адсорбция на йони. Колоидната частица има сложна структура. Той включва ядрото, адсорбираните йони, противойоните и разтворителя. Има лиофилни (ръководство.

корофилни) колоиди, при които разтворителят взаимодейства с ядрата на частиците, полифобни (хидрофобни) колоиди, при които разтворителят не взаимодейства с ядрата

частици. Разтворителят се включва в състава на хидрофобните частици само като солватна обвивка от адсорбирани йони или в присъствието на стабилизатори (повърхностно активни вещества), имащи лиофобни и лиофилни части.

Ето няколко примера за колоидни частици:

как. може да се види, че ядрото се състои от електрически неутрален агрегат от частици с адсорбирани йони на елементите, които изграждат ядрото (в тези примери йони Ag +, HS-, Fe 3+). В допълнение към ядрото, колоидната частица има противойони и молекули на разтворителя. Адсорбираните йони и противойони с разтворителя образуват адсорбиран слой. Общият заряд на частицата е равен на разликата в зарядите на адсорбираните йони и противойони. Около частиците има дифузни слоеве от йони, чийто заряд е равен на този на колоидната частица. Колоидните частици и дифузните слоеве образуват електрически неутрален мицел

Мицели(умалително от лат. слюда- частица, зърно) - частиците в колоидните системи се състоят от много малко ядро, неразтворимо в дадена среда, заобиколено от стабилизираща обвивка от адсорбирани йони и молекули на разтворителя. Например мицелът на арсенов сулфид има структурата:

((As 2 S 3) m nHS − (n-x)H + ) х- xH +

Средният размер на мицелите е от 10-5 до 10-7 cm.

Коагулация- разделяне на колоиден разтвор на две фази - разтворител и желатинова маса или сгъстяване на разтвора в резултат на уголемяване на частиците от разтвореното вещество

Пептизацията е процесът на преминаване на колоидна утайка или гел в колоиден разтвор под действието на течност или вещества, добавени към нея, които са добре адсорбирани от утайката или гела, в този случай наречени пептизатори (например пептизация на мазнини под влиянието на жлъчката).
Пептизацията е отделяне на агрегати от гел частици (желе) или рохкави утайки под въздействието на определени вещества - пептизатори след коагулация на колоидни разтвори. В резултат на пептизацията утайката (или гелът) се суспендира.

РЕШЕНИЯ,еднофазни системи, състоящи се от два или повече компонента. Според агрегатното си състояние разтворите могат да бъдат твърди, течни и газообразни.

Разтворимост, способността на дадено вещество да образува хомогенни смеси с друго вещество (или вещества) с диспергирано разпределение на компонентите (виж Разтвори). Обикновено разтворителят е вещество, което чиста формасъществува в същото състояние на агрегиране като получения разтвор. Ако преди разтварянето двете вещества са били в едно и също агрегатно състояние, разтворителят се счита за веществото, присъстващо в сместа в значително по-голямо количество.

Разтворимостта се определя от физичния и химичен афинитет на молекулите на разтворителя и разтвореното вещество, съотношението на енергията и взаимодействието на хомогенни и разнородни компоненти на разтвора. Като правило подобни физични съединения са силно разтворими едно в друго. и хим. свойства на веществото (емпиричното правило „подобното се разтваря в подобно“). По-специално, веществата, състоящи се от полярни молекули и вещества с йонен тип връзка, са добре разтворими. в полярни разтворители (вода, етанол, течен амоняк), а неполярните вещества са добре разтворими. в неполярни разтворители (бензен, въглероден дисулфид).

Разтворимостта на дадено вещество зависи от температурата и налягането съответства общ принципизместващи равновесия (вижте принципа на Le Chatelier-Brown). Концентрацията на наситен разтвор при дадени условия числено определя R. на веществото в даден разтворител и се нарича още. разтворимост. Пренаситените разтвори съдържат по-голямо количество разтворено вещество, отколкото съответства на неговата разтворимост; съществуването на пренаситени разтвори се дължи на кинетиката. затруднения с кристализацията (виж Произход на нова фаза). За характеризиране на разтворимостта на слабо разтворимите вещества се използва продуктът на дейностите на PA (за разтвори, близки по свойства до идеалните - продуктът на разтворимост PR).

Температура и скорост на реакцията

При фиксирана температура е възможна реакция, ако взаимодействащите молекули имат определено количество енергия. Арениус нарича това излишна енергия активираща енергия , и самите молекули активиран.

Според скоростната константа на Арениус ки енергия за активиране Еаса свързани с връзката, наречена уравнение на Арениус:

Тук А– предекспоненциален фактор, Р– универсална газова константа, T– абсолютна температура.

Така при постоянна температура се определя скоростта на реакцията Еа. Колкото повече Еа, толкова по-малък е броят на активните молекули и толкова по-бавно протича реакцията. При намаляване Еаскоростта се увеличава и кога Еа= 0 реакцията настъпва мигновено.

величина Еахарактеризира природата на реагиращите вещества и се определя експериментално от зависимостта к = f(T). Като напишем уравнение (5.3) в логаритмична форма и го решим за константи при две температури, намираме Еа:

γ е температурният коефициент на скоростта на химичната реакция. Правилото на Вант Хоф има ограничено приложение, тъй като стойността на γ зависи от температурата и извън региона Еа= 50–100 kJ ∙ mol –1 това правило изобщо не важи.

На фиг. 5.4 може да се види, че енергията, изразходвана за прехвърляне на първоначалните продукти в активно състояние (А* - активиран комплекс), след това се освобождава напълно или частично отново по време на прехода към крайните продукти. Енергийната разлика между първоначалните и крайните продукти определя Δ зреакция, която не зависи от енергията на активиране.

Така по пътя от началното състояние до крайното състояние системата трябва да преодолее енергийна бариера. Само активни молекули, които в момента на сблъсък имат необходимата излишна енергия, равна на Еа, може да преодолее тази бариера и да влезе в химично взаимодействие. С повишаване на температурата делът на активните молекули в реакционната среда се увеличава.

Предекспоненциален факторАхарактеризира общия брой сблъсъци. За реакции с прости молекули Аблизо до теоретичната величина на сблъсъка З, т.е. А = З, изчислено от кинетичната теория на газовете. За сложни молекули А ≠ З, следователно е необходимо да се въведе пространствен фактор П:

Тук З– брой на всички сблъсъци, П– делът на сблъсъци, които са пространствено благоприятни (приема стойности от 0 до ) – делът на активните, т.е. енергийно благоприятни сблъсъци.

Размерността на константата на скоростта се получава от връзката

Анализирайки израза (5.3), стигаме до извода, че има две основни възможности за ускоряване на реакцията:
а) повишаване на температурата,
б) намаляване на енергията на активиране.

Задачи и тестове по темата "Химична кинетика. Температура и скорост на реакцията"

• Скоростта на химическата реакция. Катализатори - Класификация на химичните реакции и моделите на тяхното протичане, 8–9 клас

  Уроци: 5 Задачи: 8 Тестове: 1

Правилото на Вант Хоф:

Когато температурата се повиши с 10 градуса, скоростта на хомогенна химична реакция се увеличава 2-4 пъти.

където V2 е скоростта на реакцията при температура T2, V1 е скоростта на реакцията при температура T1, е температурният коефициент на реакцията (ако е равен на 2, например, тогава скоростта на реакцията ще се увеличи 2 пъти, когато температурата се повиши с 10 градуса).

От уравнението на Ван'т Хоф температурен коефициентизчислено по формулата:

Теорията на активните сблъсъци обобщава законите зависимост на скоростта на химичната реакция от температурата:

1. Не всички молекули могат да реагират, а само тези в специално активно състояние

2. Активирането на молекула възниква в резултат на биомолекулен сблъсък.

3. При сблъсък на частици с приблизително еднакво количество енергия се получава нейното преразпределение, в резултат на което енергията на една от молекулите достига стойност, съответстваща на енергията на активиране.

4. Влиянието на температурата върху скоростта на реакцията: промяна в равновесието между обикновените и активни молекуликъм увеличаване на концентрацията на първото.

Енергиен профил на реакция (графика на потенциалната енергия спрямо координатата на реакцията)

Енергия на активиране Ea- минималната допълнителна енергия, която трябва да бъде придадена на молекула над нейната средна стойност, за да стане възможна химическа реакция. взаимодействие.

Уравнение на Арениусустановява зависимостта на константата на скоростта на химична реакция k от температурата T.

Тук A характеризира честотата на сблъсъци на реагиращи молекули, R е универсалната газова константа.

7. Катализа. Хомогенна и хетерогенна катализа. Характеристики на каталитичната активност на ензимите. Катализа-промяна в скоростта на химичните реакции в присъствието на вещества, които след завършване на реакцията остават непроменени по форма и количество. Увеличаването на скоростта на реакцията се нарича положителна катализа, намаляване - отрицателна катализа (или инхибиране). Катализаториназовава вещества, които предизвикват положителна катализа; вещества, които забавят реакциите - инхибитори. Има хомогенна и хетерогенна катализа.Ускоряването на реакцията на диспропорциониране на водороден пероксид във воден разтвор в присъствието на дихроматни йони е пример за хомогенна катализа (катализаторът образува една фаза с реакционната смес), а в присъствието на манганов (IV) оксид е пример на хетерогенна катализа (воден разтвор на водороден прекис - течна фаза, манганов оксид - твърд). Катализаторите на биохимичните реакции са протеинови по природа и се наричат ензими. Ензимите се различават от конвенционалните катализатори по редица характеристики: 1) имат значително по-висока каталитична ефективност; 2) висока специфичност, т.е. селективност на действието; 3) много ензими проявяват каталитична активност само към един субстрат; 4) ензимите показват максимална ефективност само при меки условия, характеризиращи се с малък диапазон от температури и стойности на pH = нулева скорост на реакция. 8. Химично равновесие. Обратими и необратими по посока на реакцията. Химично равновесие: динамично състояние, при което скоростите на правата и обратната реакция са равни. Константа на равновесие: при постоянно външни условияв равновесие съотношението на произведението на концентрациите на продукта към продукта на концентрациите на реагентите, като се вземе предвид стехиометрията, е постоянна стойност, която не зависи от химичен съставсистеми. Kc е свързано със стандартното Gibbs E чрез връзката: Принципът на Льо Шателие:въздействието на всеки фактор (t, c, p) върху равновесна система стимулира изместване на равновесието в посока, която помага за възстановяване на първоначалните характеристики на системата. Условия на термодинамично равновесие: G 2 -G 1 =0S 2 -S 1 =0 Реверсивна посока:при определени условия, спонтанно протичащи както в права, така и в обратна посока .Условия за завършване: - Трудно разтворима утайка - газ - слабо дисоцииращо вещество (вода) - стабилно комплексно съединение Необратим район: при определени условия тече в една посока. Положението на химичното равновесие зависи от следните параметри на реакцията: температура, налягане и концентрация. Влиянието, което тези фактори оказват върху химичната реакция, зависи от модел, който е изразен в обща форма през 1884 г. от френския учен Le Chatelier. Съвременната формулировка на принципа на Le Chatelier е следната:

9. Ролята на водата и разтворите в живота. Термодинамика на разтварянето.Решениее хомогенна система с променлив състав от две или повече вещества, която е в състояние на равновесие. Класификация: 1) окачване(едродисперсна система): суспензии (твърдо в течност) и емулсии (течност в течност) 2) колоиди, золи(фино дисперсни системи). Стойността на решенията в живота: много химични процеси протичат само при условие, че участващите в тях вещества са в разтворено състояние. Най-важните биологични течности (кръв, лимфа, урина, слюнка, пот) са разтвори на соли, протеини, въглехидрати, липиди във вода. Усвояването на храната е свързано с преминаването на хранителните вещества в разтворено състояние. Биохимичните реакции в живите организми протичат в разтвори. Биофлуидите участват в транспорта на хранителни вещества (мазнини, аминокиселини, кислород), лекарствакъм органи и тъкани, както и при отстраняването на метаболитите от тялото. В течните среди на тялото, постоянна киселинност, концентрация на сол и органична материя(концентрационна хомеостаза). Най-често срещаният разтворител на нашата планета е вода. Характеристики на водата: неговият топлинен капацитет надвишава всички вещества; необичайно поведение по време на охлаждане - водата става по-плътна, започва да потъва, след което се издига (всички други вещества потъват при уплътняване); може да сублимира (сублимация на вода) - сублимация (при определени условия ледът може да се превърне в пара, без първо да се превърне в течна вода, т.е. без топене); водата разтваря всички вещества (единственият въпрос е колко?); висока диелектрична константа на водата (стойност, показваща колко пъти силата на взаимодействие между два заряда в дадено вещество е по-малка, отколкото във вакуум); висока критична температура; водата е амфолит (не киселина, не основа); участва в създаването на полимерни структури на тялото (протеини, липиди...); основа на мембранния транспорт. Термодинамика на разтваряне: според 2-ри закон на термодинамиката при p, T=constвеществата могат спонтанно да се разтворят във всеки разтворител, ако в резултат на този процес енергията на Гибс на системата намалее, т.е. . G=(H - T S)<0 . (з- коефициент на енталпия, T S-ентропиен фактор на разтваряне). При разтваряне на течни и твърди вещества С>0. При разтваряне на газове в течност С<0. Промяната на енталпията е алгебричната сума на промяната на енталпията H крв резултат на разрушаване на кристалната решетка и промени в енталпията H солпоради солватация от частици разтворител з dist = зкр +H Sol . При разтваряне на газове енталпията з cr =0, защото не е необходимо да се изразходва енергия за разрушаване на кристалната решетка. По време на разтварянето може да настъпи промяна както в ентропията, така и в енталпията. 10 . Идеално решение- енталпията на смесване е 0 (хомогенни смеси от въглеводороди; хипотетично решение, където всички сили на междумолекулно взаимодействие са равни.) Константа на разтворимост или PR- това е произведението на концентрациите на йони на слабо разтворим електролит в наситен разтвор при дадена температура - постоянна стойност BaCO 3 = Ba + CO 3 , Ks=Условия за разтваряне и образуване на утаяванеУтаяването и разтварянето са обменни реакции, протичащи в електролитен разтвор ---1) Електролитът ще се утаи, ако продуктът от концентрацията на неговите йони в разтвора е по-голям от константата на разтворимост c(Ba)*c(CO 3)>Kpr 2) Неговата утайка ще се разтвори, ако всичко е обратното 11. Колигативни свойства на разтворите. Колигативни свойства на разтворите- това са тези свойства, които при дадени условия се оказват еднакви и независими от химическата природа на разтвореното вещество; свойства на разтворите, които зависят само от броя на кинетичните единици и тяхното топлинно движение. Законът на Раул и следствието от него- Пара, която е в равновесие с течност, се нарича наситена. Налягането на такава пара над чист разтворител (p0) се нарича налягане на наситената пара или налягане на чист разтворител. Налягането на парите на разтвор, съдържащ нелетливо разтворено вещество, е право пропорционално на моларната част на разтворителя в разтвора: p = p0 · χр-л, където p е налягането на парите над разтвора; p0 е налягането на парите над чистия разтворител; можете да добавите изотоничен коефициент към него: Δp = i · p0 · χв -va, където Δp е действителната промяна в налягането в сравнение с чист разтворител; χv-va е молната част на веществото в разтвора. От закона на Раул произтичат две последствия. Според един от тях точката на кипене на разтвора е по-висока от точката на кипене на разтворителя. Това се дължи на факта, че налягането на наситените пари на разтворителя над разтвора става равно на атмосферното налягане (състоянието на кипене на течността) при по-висока температура, отколкото в случая на чист разтворител. Увеличаването на точката на кипене Tbp е пропорционално на молалността на разтвора:. Сварете=Ke cmкъдето Ke е ебулиоскопичната константа на разтворителя, cm е молалната концентрация според второ следствиеот закона на Раулт температурата на замръзване (кристализация) на разтвор е по-ниска от температурата на замръзване (кристализация) на чист разтворител. Това се дължи на по-ниското налягане на парите на разтворителя над разтвора, отколкото над разтворителя. Намаляването на температурата на замръзване (кристализация) Tzam е пропорционално на молалността на разтвора : Tzam= Kk cmкъдето Kk е криоскопичната константа на разтвора Намаляване на температурата на кристализация на разтворитекристализация е равенството на налягането на наситените пари на разтворителя над разтвора на налягането на парите над твърдия разтворител. Тъй като налягането на парите на разтворителя над разтвора винаги е по-ниско, отколкото над чистия разтворител, това равенство винаги ще се постига при температура, по-ниска от точката на замръзване на разтворителя. По този начин океанската вода започва да замръзва при температура от около минус 2 °C. Повишаване на точката на кипене на разтвориТечносткипи при температура, при която общото налягане на наситените пари става равно на външното налягане. налягането на наситените пари над разтвора при всяка температура ще бъде по-малко, отколкото над чистия разтворител и равенство с неговото външно налягане ще бъде постигнато при по-висока температура. По този начин точката на кипене на разтвор на нелетливо вещество T винаги е по-висока от точката на кипене на чист разтворител при същото налягане T°. Увеличаването на температурата на кипене на безкрайно разредени разтвори на нелетливи вещества не зависи от природата. от разтвореното вещество и е право пропорционална на молалната концентрация на разтвора. Спонтанното преминаване на разтворител през полупропусклива мембрана, разделяща разтвор и разтворител или два разтвора с различни концентрации на разтвореното вещество, се нарича чрез осмоза.Осмозата се причинява от дифузията на молекулите на разтворителя през полупропусклива преграда, която позволява преминаването само на молекули на разтворителя. Молекулите на разтворителя дифундират от разтворител в разтвор или от по-малко концентриран разтвор към по-концентриран. Осмозата се характеризира количествено осмотичното налягане, равна на силата на единица повърхност, и принуждава молекулите на разтворителя да проникнат през полупропускливата преграда. То е равно на налягането на колоната на разтвора в осмометъра с височина h. При равновесие външното налягане балансира осмотичното налягане. В този случай скоростите на прехода напред и назад на молекулите през полупропускливата преграда стават еднакви. Осмотичното налягане нараства с увеличаване на концентрацията и температурата на разтвореното вещество. ван'т Хофпредполага, че за осмотичното налягане може да се приложи уравнението на състоянието на идеалния газ: pV = nRT или p = (n/V) RT от където p = с RT, където p е осмотичното налягане (kPa), c е моларната концентрация на разтвора. Осмотичното налягане е право пропорционално на моларната концентрация на разтвореното вещество и температурата. Osmosis играе много добре важна роля в биологичните процеси, осигурявайки притока на вода в клетки и други структури. Наричат ​​се разтвори с еднакво осмотично налягане изотоничен. Ако осмотичното налягане е по-високо от вътреклетъчното налягане, то се нарича хипертонично, ако е по-ниско от вътреклетъчното налягане се нарича хипотонично. Изотоничният коефициент (също фактор на Вант Хоф; означен с i) е безразмерен параметър, който характеризира поведението на дадено вещество в разтвор. Числено е равно на съотношението на стойността на определено колигативно свойство на разтвор на дадено вещество и стойността на същото колигативно свойство на неелектролит със същата концентрация, при непроменени други параметри на системата. Изоосмия-относително постоянство на осмотичното налягане в течните среди и тъканите на тялото, дължащо се на поддържането на дадено ниво на концентрациите на съдържащите се в тях вещества: електролити, протеини Това е една от най-важните физиологични константи на организма, осигурена от механизми за саморегулация (хомеостаза). ХЕМОЛИЗА- разрушаване на червените кръвни клетки, придружено от освобождаване на хемоглобин от тях. Физическите причини включват въздействието на високи и ниски температури, ултразвук, химически причини - хемолитични отрови, някои лекарстваи др. Хемолиза може да възникне поради преливане на несъвместима кръв или прилагане на хипотонични разтвори. Плазмолиза- когато клетките се поставят в хипертоничен разтвор, водата от клетките излиза в по-концентриран разтвор и се наблюдава свиване на клетките.

Елементи от теорията на електролитните разтвори. Силни и слаби електролити. Константа на йонизация на слаб електролит. Законът на Оствалд за размножаване. Йонна сила на разтвора. Активност и коефициент на активност на йони. Електролити в тялото, слюнка като електролит.

Електролити- това са вещества с йонни или силно полярни ковалентни връзки във водни разтвори, които претърпяват електролитна дисоциация, в резултат на което се образуват катиони и аниони.

Силни електролити- вещества, които могат да се дисоциират напълно. Те включват повечето соли, както и някои вещества с молекулярна структура (HCl).

Слаби електролитидисоциират в незначителна степен, като преобладаващата им форма е молекулярна (H2S, органични киселини).

Способността на молекулния електролит да се дисоциира се определя количествено степен на йонизация (зависи от концентрацията на електролита ):

където Ntot е общият брой молекули в разтвора; N йонизация е броят на молекулите, които са се разпаднали на йони.

Константа на йонизация:

Където [A], [B] са разпаднали йони

- вещество, което не се е разпаднало на йони.

Закон за разреждане на Оствалд:

K= α 2 c/1- α,

Където α е степента на йонизация

C – моларна концентрация

Йонна сила на разтвора:

I=0.5∑с i z i 2 ,

Където c i е моларната концентрация на йона в разтвора, mol/l

z i е зарядът на йона.

Йонна активносте неговата ефективна концентрация.

Активността е свързана с моларната концентрация, както следва:

където f – фактор активност

Електролити в тялото: Na и Clучастват в поддържането на киселинно-алкалния баланс и осмотичния баланс в организма. окиграе голяма роля в изграждането на костната тъкан и зъбите, в регулирането на киселинността на кръвта и нейното съсирване, в възбудимостта на мускулната и нервната тъкан. ДА СЕнамира се предимно в телесните течности и меки тъкани, къде е необходим елементза поддържане на осмотичното налягане и регулиране на pH на кръвта. Mgе кофактор в много ензимни реакции и е необходим на всички етапи на протеиновия синтез. В живите организми Feе важен микроелемент, който катализира процесите на обмен на кислород. Coе част от витамин В 12, участва в хемопоезата, функции нервна системаи черен дроб, ензимни реакции. Znнеобходим за метаболизма на витамин Е, участва в синтеза на различни анаболни хормони в тялото, включително инсулин, тестостерон и растежен хормон. Мнзасяга растежа, кръвообразуването и функцията на половите жлези.

Слюнката като електролите сложна биохимична среда. Броят на H+ и OH йони определя рН на слюнката, което обикновено е 6,9. Стойността на рН варира в зависимост от характера на патологичния процес в устната кухина неорганични вещества, слюнката съдържа хлорни аниони, бром, йод, флуорни аниони, флуорни аниони допринасят за увеличаване на електрохимичните потенциали, хлорният анион - прехвърлянето на йонни заряди и е деполяризатор (фактор, който ускорява анодните и катодните процеси). микроелементите се определят в слюнката: желязо, мед, сребро, манган, алуминий, други - и макроелементите: калций, калий, натрий, магнезий, фосфор.

Скоростта на химичната реакция зависи от температурата и с повишаването на температурата скоростта на реакцията се увеличава. Холандският учен Вант Хоф показа, че при повишаване на температурата с 10 градуса скоростта на повечето реакции се увеличава 2-4 пъти;

VT 2 =VT 1 *y (T2-T1)/10

Където VT 2 и VT 1 са скоростите на реакцията при температури T 2 и T 1; y е температурният коефициент на скоростта на реакцията, който показва колко пъти се увеличава скоростта на реакцията, когато температурата се повиши с 10K.

При концентрация на реагентите от 1 mol/l скоростта на реакцията е числено равна на константата на скоростта k. Тогава уравнението показва, че константата на скоростта зависи от температурата по същия начин като скоростта на процеса.

3. Напишете версия на реакцията на елиминиране с отделянето на халогеноводород.

C2H5Cl=C2H4 +HC1

Билет №4

1. Какво е „атомна маса“, „молекулна маса“, „мол вещество“ и какво се приема за единица атомна маса (amu)?

АТОМНА МАСА - масата на атома в единици за атомна маса (a.m.u.). За единица a. Приема се, че e.m. е 1/12 от масата на изотопа въглерод-12.

а.е.м. = 1/12 m 12 6 C = 1,66 * 10 -24

МОЛЕКУЛНА МАСА - Моларната маса на съединение, разделена на 1/12 от моларната маса на атом въглерод-12.

MOL - количеството вещество, съдържащо същия брой частици или структурни единици (атоми, йони, молекули, радикали, електрони, еквиваленти и т.н.), както в 12 а. e.m. изотоп въглерод-12.

Формула за увеличаване скоростта на реакцията в присъствието на катализатор.

Стойността на Ea (енергията на активиране) може да се промени с помощта на катализатори. Веществата, които участват, но не се изразходват в реакционния процес, се наричат ​​катализатори. Самото това явление се нарича катализа. Увеличаването на скоростта на реакцията в присъствието на катализатор се определя от формулата

В зависимост от това дали катализаторът е в същата фаза като реагентите или образува независима фаза, говорим за хомогенна или хетерогенна катализа. Механизмът на каталитично действие при тях не е еднакъв, но и в двата случая реакцията се ускорява поради намаляване на Ea. Има редица специфични катализатори - инхибитори, които намаляват скоростта на реакцията.

където са параметрите на каталитичния процес, V, k, Ea са параметрите на некаталитичния процес.

Напишете реакциите на горене на въглеродсъдържащи неорганични вещества в кислород, като посочите окислителя и редуциращия агент, както и степента на окисление на въглерода преди и след реакцията.

C – редуциращ агент, процес на окисление

O – окислител, редукционен процес

Билет номер 5

1. Какво е „електроотрицателност“, „валентност“, „степен на окисление“ на елемент и какви са основните правила за определянето им?

СТЕПЕН НА ОКИСЛЕНИЕ - условният заряд на атом на даден елемент, получен при предположението, че съединението се състои от йони. Може да бъде положителен, отрицателен, нулев, дробен и се обозначава с арабска цифра със знак „+“ или „-“ под формата на горния десен индекс на символа на елемента: C 1-, O 2-, H + , Mg 2+, N 3-, N 5+, Cr 6+.

За да се определи степента на окисление (s.o.) на елемент в съединение (йон), се използват следните правила:

1 В прости вещества (H2, S8, P4) p. О. равен на нула.

2 Константа s. О. имат алкални (E+) и алкалоземни (E2+) елементи, както и флуор P-.

3 Водородът в повечето съединения има c. О. H+ (H2O, CH4, HC1), в хидриди - H-(-NaH, CaH2); с. О. кислородът, като правило, е равен на -2 (O2-), в пероксиди (-O-O-) - 1 (O-).

4 В бинарни съединения на неметали, отрицателни c. О. присвоен на елемента вдясно).

5 Алгебрична сума стр. О. молекула е равна на нула, йон - нейният заряд.

Способността на един атом да свързва или замества определен брой други атоми се нарича ВАЛЕНТНОСТ. Мярката за валентност е броят на водородните или кислородните атоми, свързани с даден елемент, при условие че водородът е едновалентен, а кислородът е двувалентен.