Temperatura i brzina reakcije

Na fiksnoj temperaturi, reakcija je moguća ako molekuli u interakciji imaju određenu količinu energije. Arrhenius je to nazvao višak energije aktivaciona energija i sami molekuli aktiviran.

Prema Arrheniusu, konstanta brzine k i aktivacionu energiju E a povezani su relacijom koja se zove Arrheniusova jednačina:

Evo A je predeksponencijalni faktor, R je univerzalna plinska konstanta, T je apsolutna temperatura.

Dakle, pri konstantnoj temperaturi, brzina reakcije određuje E a. Više E a, što je manji broj aktivnih molekula i sporije se odvija reakcija. Kada se smanjuje E a brzina se povećava i E a= 0 reakcija se odvija trenutno.

Vrijednost E a karakteriše prirodu reagujućih supstanci i određuje se eksperimentalno iz zavisnosti k = f(T). Zapisujući jednadžbu (5.3) u logaritamskom obliku i rješavajući je za konstante na dvije temperature, nalazimo E a:

γ je temperaturni koeficijent brzine hemijska reakcija. Van't Hoffovo pravilo ima ograničenu primjenu, budući da vrijednost γ ovisi o temperaturi i izvan regije E a= 50–100 kJ ∙ mol–1 ovo pravilo uopšte nije ispunjeno.

Na sl. 5.4 može se vidjeti da se energija potrošena na prelazak početnih proizvoda u aktivno stanje (A * - aktivirani kompleks) zatim u potpunosti ili djelimično ponovo emituje tokom prelaska na finalne proizvode. Razlika između energija početnog i krajnjeg proizvoda određuje Δ H reakcija koja ne zavisi od energije aktivacije.

Dakle, na putu od početnog do konačnog stanja, sistem mora savladati energetsku barijeru. Samo aktivnih molekula, koji u trenutku sudara imaju potreban višak energije jednak E a može prevazići ovu barijeru i ući hemijska interakcija. Kako temperatura raste, udio aktivnih molekula u reakcionom mediju se povećava.

Predeksponencijalni množiteljA karakteriše ukupan broj sudara. Za reakcije sa jednostavnim molekulima A blizu teorijske veličine sudara Z, tj. A = Z izračunato iz kinetičke teorije gasova. Za složene molekule A ≠ Z, pa je potrebno uvesti sterički faktor P:

Evo Z je broj svih sudara, P je udio prostorno povoljnih sudara (uzima vrijednosti od 0 do ), je udio aktivnih, odnosno energetski povoljnih sudara.

Dimenzija konstante brzine se dobija iz relacije

Analizirajući izraz (5.3), dolazimo do zaključka da postoje dvije fundamentalne mogućnosti za ubrzanje reakcije:
a) povećanje temperature,
b) smanjenje energije aktivacije.

Zadaci i testovi na temu "Kemijska kinetika. Temperatura i brzina reakcije"

• Brzina hemijske reakcije. Katalizatori - Klasifikacija hemijskih reakcija i obrasci njihovog toka 8-9 razred

  Lekcije: 5 zadataka: 8 kvizova: 1

Faktori koji utiču na tok reakcije

U ljudskom tijelu, hiljade enzimskih reakcija odvija se u živoj ćeliji. Međutim, u višestepenom lancu procesa, razlika između stopa pojedinačnih reakcija je prilično velika. Dakle, sintezi proteinskih molekula u ćeliji prethode još najmanje dvije faze: sinteza prijenosne RNK i sinteza ribozoma. Ali vrijeme tokom kojeg se koncentracija tRNA molekula udvostruči je 1,7 minuta, proteinskih molekula - 17 minuta, a ribozoma - 170 minuta. Brzina ukupnog procesa spore (ograničavajuće) faze, u našem primjeru, stopa sinteze ribosoma. Prisustvo ograničavajuće reakcije obezbeđuje visoku pouzdanost i fleksibilnost u kontroli hiljada reakcija koje se dešavaju u ćeliji. Dovoljno je držati pod nadzorom i regulisati samo one najsporije. Ova metoda kontrole brzine višestepene sinteze naziva se minimalnim principom. Omogućava vam da značajno pojednostavite i napravite više pouzdan sistem autoregulacija ćelije.

Klasifikacije reakcija koje se koriste u kinetici: reakcije, homogene, heterogene i mikroheterogene; jednostavne i složene reakcije (paralelne, sekvencijalne, konjugirane, lančane). Molekularnost elementarnog čina reakcije. Kinetičke jednadžbe. Red reakcije. Poluživot

Mikroheterogene reakcije -

Molekularnost reakcije određena je brojem molekula koji ulaze u kemijsku interakciju u elementarnom činu reakcije. Na osnovu toga, reakcije se dijele na monomolekularne, bimolekularne i trimolekularne.

Tada će reakcije tipa A -> B biti monomolekularne, na primjer:

a) C 16 H 34 (t ° C) -> C g H 18 + C 8 H 16 - reakcija krekiranja ugljovodonika;

b) CaC0 3 (t°C) -> CaO + C0 2 - termička razgradnja kalcijum karbonata.
Reakcije poput A + B -> C ili 2A -> C - su bimolekularne, na primjer:
a) C + 0 2 -> C0 2; b) 2N 2 0 2 -> 2N 2 0 + 0 2 itd.

Trimolekularne reakcije su opisane općim jednadžbama tipa:

a) A + B + C D; b) 2A + B D; c) 3A D.

Na primjer: a) 2N 2 + 0 2 2N 2 0; b) 2NO + H 2 N 2 0 + H 2 0.

Brzina reakcije u zavisnosti od molekularnosti biće izražena jednačinama: a) V = k C A - za monomolekularnu reakciju; b) V = do C A C in ili c) V = do C 2 A - za bimolekularnu reakciju; d) V = k C C u C e) V = k C 2 A C u ili e) V = k C 3 A - za trimolekularnu reakciju.

Molekularnost je broj molekula koji reaguju u jednom elementarnom hemijskom činu.

Često je teško utvrditi molekularnost reakcije, pa se koristi formalniji znak - red kemijske reakcije.

Red reakcije jednak je zbroju eksponenta koncentracija u jednadžbi koja izražava ovisnost brzine reakcije o koncentraciji reaktanata (kinetička jednadžba).

Redoslijed reakcije se najčešće ne poklapa s molekularnošću zbog činjenice da je mehanizam reakcije, odnosno "elementarni čin" reakcije (vidi definiciju znaka molekularnosti), teško ustanoviti.

Razmotrimo nekoliko primjera koji ilustruju ovu poziciju.

1. Brzina rastvaranja kristala je opisana jednadžbama kinetike nultog reda, uprkos monomolekularnoj prirodi reakcije: AgCl (TB) -> Ag + + CI", V = k C (AgCl (TB p = k " C (AgCl (ra)) - p - gustina i konstantna je vrijednost, tj. brzina rastvaranja ne ovisi o količini (koncentraciji) otopljene tvari.

2. Reakcija hidrolize saharoze: CO + H 2 0 -> C 6 H 12 0 6 (glukoza) + C 6 H 12 0 6 (fruktoza) je bimolekularna reakcija, ali njena kinetika je opisana kinetikom prvog reda jednadžba: V \u003d k * C cax , budući da je u eksperimentalnim uvjetima, uključujući i tijelo, koncentracija vode konstantna vrijednost S(N 2 0) - konst.

3.
Reakcija razgradnje vodikovog peroksida, koja se odvija uz učešće katalizatora, kako anorganskih jona Fe 3+, Cu 2+ metalne platine, tako i bioloških enzima, poput katalaze, ima opšti oblik:

2H 2 0 2 -\u003e 2H 2 0 + O e, tj. je bimolekularan.

Ovisnost brzine reakcije o koncentraciji. Kinetičke jednadžbe reakcija prvog, drugog i nultog reda. Eksperimentalne metode za određivanje brzine i konstante brzine reakcija.

Ovisnost brzine reakcije o temperaturi. Van't Hoffovo pravilo. Temperaturni koeficijent brzine reakcije i njegove karakteristike za biohemijski procesi.

γ je temperaturni koeficijent brzine reakcije.

Fizičko značenje vrijednosti γ je da pokazuje koliko se puta mijenja brzina reakcije s promjenom temperature za svakih 10 stepeni.

15. Koncept teorije aktivnih sudara. Energetski profil reakcije; energija aktivacije; Arrheniusova jednadžba. Uloga steričkog faktora. Koncept teorije prelaznog stanja.

Odnos konstante brzine, energije aktivacije i temperature opisan je Arrheniusovom jednadžbom: k T \u003d k 0 *Ae ~ E / RT, gdje su k t i k 0 konstante brzine na temperaturi T, a T e e je baza prirodni logaritam, A je sterički faktor.

Sterički faktor A određuje vjerovatnoću sudara dvije reagirajuće čestice u aktivnom centru molekula. Ovaj faktor je posebno važan za biohemijske reakcije sa biopolimerima. U kiselo-baznim reakcijama H + ion mora reagirati sa terminalnom karboksilnom grupom - COO. Međutim, neće svaki sudar jona H + s proteinskom molekulom dovesti do ove reakcije. Samo oni sudari koji se direktno izvode na nekom tačke makromolekula će biti efektivne koje se nazivaju aktivni centri.

Iz Arrheniusove jednadžbe slijedi da što je veća konstanta brzine, to je niža energija aktivacije E i viša temperatura T procesa.

Problem 336.
Na 150°C, neka reakcija je završena za 16 minuta. Uzimajući temperaturni koeficijent brzine reakcije jednak 2,5, izračunajte koliko dugo će se ova reakcija završiti ako se izvede: a) na 20 0 °S; b) na 80°C.
Rješenje:
Prema van't Hoffovom pravilu, ovisnost brzine o temperaturi izražava se jednadžbom:

v t i k t - brzina i konstanta brzine reakcije na temperaturi od t°C; v (t + 10) i k (t + 10) iste vrijednosti na temperaturi (t + 10 0 C); - temperaturni koeficijent brzine reakcije, čija vrijednost za većinu reakcija leži u rasponu od 2 - 4.

a) S obzirom da je brzina hemijske reakcije na datoj temperaturi obrnuto proporcionalna trajanju njenog toka, podatke date u uslovu zadatka zamenjujemo u formulu koja kvantitativno izražava van't Hoffovo pravilo, dobijamo :

b) Budući da se ova reakcija odvija sa smanjenjem temperature, tada je pri datoj temperaturi brzina te reakcije direktno proporcionalna trajanju njenog toka, podatke date u uslovu zadatka zamjenjujemo u formulu koja kvantitativno izražava van't Hoffovom pravilu, dobijamo:

Odgovori: a) na 200 0 S t2 = 9,8 s; b) na 80 0 S t3 = 162 h 1 min 16 s.

Problem 337.
Hoće li se vrijednost konstante brzine reakcije promijeniti: a) pri zamjeni jednog katalizatora drugim; b) kada se mijenjaju koncentracije reaktanata?
Rješenje:
Konstanta brzine reakcije je vrijednost koja ovisi o prirodi reaktanata, o temperaturi i prisutnosti katalizatora, a ne ovisi o koncentraciji reaktanata. Može biti jednaka brzini reakcije u slučaju kada su koncentracije reaktanata jednake jedinici (1 mol/l).

a) Kada se jedan katalizator zamijeni drugim, brzina date kemijske reakcije će se promijeniti ili će se povećati. Ako se koristi katalizator, brzina kemijske reakcije će se povećati, a zatim će se, shodno tome, povećati i vrijednost konstante brzine reakcije. Promjena vrijednosti konstante brzine reakcije također će se dogoditi kada se jedan katalizator zamijeni drugim, što će povećati ili smanjiti brzinu ove reakcije u odnosu na originalni katalizator.

b) Kada se koncentracija reaktanata promijeni, vrijednosti brzine reakcije će se promijeniti, a vrijednost konstante brzine reakcije se neće promijeniti.

Problem 338.
Da li toplotni efekat reakcije zavisi od njene aktivacione energije? Obrazložite odgovor.
Rješenje:
Toplotni efekat reakcije zavisi samo od početnog i konačnog stanja sistema i ne zavisi od međufaza procesa. Energija aktivacije je višak energije koji molekule tvari moraju imati da bi njihov sudar doveo do stvaranja nove tvari. Energija aktivacije se može mijenjati podizanjem ili snižavanjem temperature, odnosno snižavanjem ili povećanjem. Katalizatori smanjuju energiju aktivacije, dok je inhibitori smanjuju.

Dakle, promjena energije aktivacije dovodi do promjene brzine reakcije, ali ne i do promjene topline reakcije. Toplotni efekat reakcije je konstantna vrijednost i ne ovisi o promjeni energije aktivacije za datu reakciju. Na primjer, reakcija za stvaranje amonijaka iz dušika i vodika je:

Ova reakcija je egzotermna, > 0). Reakcija teče smanjenjem broja molova reagujućih čestica i broja molova gasovitih supstanci, čime se sistem dovodi iz manje stabilnog stanja u stabilnije, entropija se smanjuje,< 0. Данная реакция в обычных условиях не протекает (она возможна только при достаточно низких температурах). В присутствии катализатора энергия активации уменьшается, и скорость реакции возрастает. Но, как до применения катализатора, так и в присутствии его тепловой эффект реакции не изменяется, реакция имеет вид:

Problem 339.
Za koju reakciju, direktnu ili obrnutu, je energija aktivacije veća ako se izravna reakcija odvija oslobađanjem topline?
Rješenje:
Razlika između energija aktivacije direktne i reverzne reakcije jednaka je toplinskom efektu: H \u003d E a (pr.) - E a (arr.) . Ova reakcija se odvija oslobađanjem toplote, tj. je egzotermna,< 0 Исходя из этого, энергия активации прямой реакции имеет меньшее значение, чем энергия активации обратной реакции:
E a(pr.)< Е а(обр.) .

odgovor: E a(pr.)< Е а(обр.) .

Problem 340.
Koliko će se puta povećati brzina reakcije koja se odvija na 298 K ako se njena energija aktivacije smanji za 4 kJ/mol?
Rješenje:
Označimo smanjenje energije aktivacije sa Ea, a konstante brzine reakcije prije i poslije smanjenja energije aktivacije, respektivno, sa k i k. Koristeći Arrheniusovu jednačinu dobijamo:

E a je energija aktivacije, k i k" su konstante brzine reakcije, T je temperatura u K (298).
Zamjenjujući podatke problema u posljednju jednačinu i izražavajući energiju aktivacije u džulima, izračunavamo povećanje brzine reakcije:

Odgovori: 5 puta.

Zadatak # 1. Interakcija sa slobodnim kisikom dovodi do stvaranja visoko toksičnog dušikovog dioksida / /, iako se ova reakcija odvija sporo u fiziološkim uvjetima i pri niskim koncentracijama ne igra značajnu ulogu u toksičnom oštećenju stanica, ali se, međutim, patogeni efekti naglo povećavaju s njegove hiperprodukcije. Odredite koliko se puta povećava brzina interakcije dušikovog oksida (II) s kisikom kada se tlak u mješavini početnih plinova udvostruči, ako je brzina reakcije je opisana jednačinom ?

Rješenje.

1. Udvostručenje pritiska je ekvivalentno udvostručavanju koncentracije ( With) I . Prema tome, stope interakcije koje odgovaraju i imaće, u skladu sa zakonom akcije mase, izraze: I

Odgovori. Brzina reakcije će se povećati za 8 puta.

Zadatak # 2. Smatra se da je koncentracija hlora (zelenkastog plina oštrog mirisa) u zraku iznad 25 ppm opasna po život i zdravlje, ali postoje dokazi da ako se pacijent oporavio od akutnog teškog trovanja ovim plinom, tada se ne primećuju rezidualni efekti. Odredite kako će se promijeniti brzina reakcije: , nastavljajući u plinskoj fazi, ako se poveća za faktor 3: koncentracija , koncentracija , 3) ​​tlak / /?

Rješenje.

1. Ako označimo koncentracije, odnosno kroz i , tada će izraz za brzinu reakcije imati oblik: .

2. Nakon povećanja koncentracije za faktor 3, one će biti jednake za i za . Stoga će izraz za brzinu reakcije imati oblik: 1) 2)

3. Povećanje pritiska povećava koncentraciju gasovitih reaktanata za istu količinu, dakle

4. Povećanje brzine reakcije u odnosu na početnu je određeno omjerom, odnosno: 1) , 2) , 3) .

Odgovori. Brzina reakcije će se povećati: 1) , 2) , 3) ​​puta.

Zadatak #3. Kako se mijenja brzina interakcije polaznih tvari s promjenom temperature od do ako je temperaturni koeficijent reakcije 2,5?

Rješenje.

1. Temperaturni koeficijent pokazuje kako se brzina reakcije mijenja s promjenom temperature za svaki (van't Hoffovo pravilo):.

2. Ako je promjena temperature: , tada uzimajući u obzir činjenicu da , dobijamo: . Dakle, .

3. Prema tabeli antilogaritama nalazimo: .

Odgovori. Sa promjenom temperature (tj. s povećanjem), brzina će se povećati za 67,7 puta.

Zadatak #4. Izračunajte temperaturni koeficijent brzine reakcije, znajući da kako temperatura raste, brzina se povećava za faktor 128.

Rješenje.

1. Ovisnost brzine kemijske reakcije od temperature izražena je van't Hoffovim pravilom:

.Rješavajući jednadžbu za , nalazimo: , . Dakle, =2

Odgovori. =2.

Zadatak broj 5. Za jednu od reakcija određene su dvije konstante brzine: na 0,00670 i na 0,06857. Odrediti konstantu brzine iste reakcije na .

Rješenje.

1. Na osnovu dvije vrijednosti konstanti brzine reakcije, koristeći Arrheniusovu jednadžbu, određujemo energiju aktivacije reakcije: . Za ovaj slučaj: Odavde: J/mol.

2. Izračunajte konstantu brzine reakcije pri , koristeći konstantu brzine at i Arrheniusovu jednadžbu u proračunima: . Za ovaj slučaj: i s obzirom na to: , dobijamo: . dakle,

Odgovori.

Proračun konstante kemijske ravnoteže i određivanje smjera pomaka ravnoteže prema Le Chatelierovom principu .

Zadatak broj 6. Ugljični dioksid / / za razliku od ugljičnog monoksida / / ne narušava fiziološke funkcije i anatomski integritet živog organizma i njihovo zagušljivo djelovanje nastaje samo zbog prisustva u visokim koncentracijama i smanjenja procenta kisika u udahnutom zraku. Šta je jednako konstanta ravnoteže reakcije / /: na temperaturi izraženoj kao: a) parcijalni pritisci reaktanata; b) njihove molarne koncentracije , znajući da je sastav ravnotežne smjese izražen u zapreminskim udjelima: , i , a ukupni tlak u sistemu je Pa?

Rješenje.

1. Parcijalni pritisak gasa jednak je ukupnom pritisku pomnoženom sa zapreminskim udelom gasa u smeši, pa je:

2. Zamjenom ovih vrijednosti u izraz za konstantu ravnoteže, dobijamo:

3. Odnos između i uspostavlja se na osnovu Mendeljejevske Klapejronove jednačine za idealne gasove i izražava se jednakošću: , gdje je razlika između broja molova plinovitih reakcijskih produkata i plinovitih početnih tvari. Za ovu reakciju: onda: .

Odgovori. Pa. .

Zadatak broj 7. U kom smjeru će se pomjeriti ravnoteža u sljedećim reakcijama:

3. ;

a) sa porastom temperature, b) sa smanjenjem pritiska, c) sa povećanjem koncentracije vodonika?

Rješenje.

1. Hemijska ravnoteža u sistemu se uspostavlja konstantnošću spoljašnjih parametara (itd.). Ako se ovi parametri promijene, tada sistem izlazi iz stanja ravnoteže i direktna (desno) ili obrnuta reakcija (lijevo) počinje da prevladava. Uticaj različitih faktora na promenu ravnoteže ogleda se u Le Chatelierovom principu.

2. Razmotrite uticaj na gore navedene reakcije sva 3 faktora koji utiču na hemijsku ravnotežu.

a) Sa porastom temperature, ravnoteža se pomera ka endotermnoj reakciji, tj. reakcija koja se odvija uz apsorpciju toplote. 1. i 3. reakcija su egzotermne / /, pa će se s povećanjem temperature ravnoteža pomjeriti prema obrnutoj reakciji, a u 2. reakciji / / - prema direktnoj reakciji.

b) Kada se pritisak smanji, ravnoteža se pomera ka povećanju broja molova gasova, tj. ka višem pritisku. U 1. i 3. reakciji, lijeva i desna strana jednačine će imati isti broj molova plinova (2-2 i 1-1, respektivno). Dakle, promena pritiska neće uzrokovati pomeranja ravnoteže u sistemu. U 2. reakciji na lijevoj strani ima 4 mola plinova, a na desnoj 2 mola, stoga, kako pritisak opada, ravnoteža će se pomjeriti prema obrnutoj reakciji.

V) Sa povećanjem koncentracije komponenti reakcije, ravnoteža se pomiče prema njihovoj potrošnji. U 1. reakciji vodik je u produktima, a povećanje njegove koncentracije će pojačati obrnutu reakciju tokom koje se troši. U 2. i 3. reakciji vodik je među početnim supstancama, pa povećanje njegove koncentracije pomiče ravnotežu prema reakciji koja se odvija uz potrošnju vodika.

Odgovori.

a) Sa porastom temperature u reakcijama 1 i 3, ravnoteža će se pomjeriti ulijevo, a u reakciji 2 - udesno.

b) Na reakcije 1 i 3 neće uticati smanjenje pritiska, au reakciji 2 ravnoteža će se pomeriti ulevo.

c) Povećanje temperature u reakcijama 2 i 3 dovešće do pomeranja ravnoteže udesno, au reakciji 1 ulevo.

1.2. Situacioni zadaci №№ od 7 do 21 za konsolidaciju gradiva (izvršiti u protokolarnoj svesci).

Zadatak broj 8. Kako će se promijeniti brzina oksidacije glukoze u tijelu sa smanjenjem temperature od do ako je temperaturni koeficijent brzine reakcije 4?

Zadatak broj 9.Koristeći približno van't Hoffovo pravilo, izračunajte za koliko treba povisiti temperaturu da se brzina reakcije poveća za 80 puta? Uzmite temperaturni koeficijent brzine jednak 3.

Zadatak broj 10. Da bi se reakcija praktično zaustavila, koristi se brzo hlađenje reakcione smjese („zamrzavanje reakcije“). Odrediti koliko će se puta brzina reakcije promijeniti kada se reakciona smjesa ohladi sa 40 na , ako je temperaturni koeficijent reakcije 2,7.

Zadatak broj 11. Izotop koji se koristi za liječenje određenih tumora ima poluživot od 8,1 dan. Nakon kojeg vremena će se sadržaj radioaktivnog joda u tijelu pacijenta smanjiti za 5 puta?

Zadatak broj 12. Hidroliza nekog sintetičkog hormona (farmaceutskog) je reakcija prvog reda sa konstantom brzine od 0,25 (). Kako će se promijeniti koncentracija ovog hormona nakon 2 mjeseca?

Zadatak broj 13. Vrijeme poluraspada radioaktivnosti je 5600 godina. U živom organizmu zbog metabolizma se održava konstantna količina. U ostacima mamuta, sadržaj je bio iz originala. Kada je mamut živio?

Zadatak broj 14. Poluživot insekticida (pesticida koji se koristi za suzbijanje insekata) je 6 mjeseci. Određena količina dospjela je u rezervoar, gdje je utvrđena koncentracija mol/l. Koliko vremena je potrebno da koncentracija insekticida padne na nivo mol/l?

Zadatak broj 15. Masti i ugljikohidrati se oksidiraju primjetnom brzinom na temperaturi od 450 - 500 °, au živim organizmima - na temperaturi od 36 - 40 °. Koji je razlog naglog smanjenja temperature potrebne za oksidaciju?

Zadatak broj 16. Vodikov peroksid se u vodenim otopinama razlaže na kisik i vodu. Reakciju ubrzavaju i anorganski katalizator (jon) i bioorganski (enzim katalaza). Energija aktivacije reakcije u odsustvu katalizatora je 75,4 kJ/mol. Jon ga smanjuje na 42 kJ/mol, a enzim katalaza na 2 kJ/mol. Izračunajte omjer brzina reakcija u odsustvu katalizatora u slučajevima prisutnosti i katalaze. Kakav zaključak se može izvući o aktivnosti enzima? Reakcija se odvija na temperaturi od 27 °C.

Zadatak broj 17 Konstanta brzine dezintegracije penicilina na voki-tokiju J/mol.

1.3. Kontrolna pitanja

1. Objasni šta znače pojmovi: brzina reakcije, konstanta brzine?

2. Kako se izražava prosječna i prava brzina hemijskih reakcija?

3. Zašto ima smisla govoriti o brzini hemijskih reakcija samo u datom trenutku?

4. Formulirajte definiciju reverzibilnih i ireverzibilnih reakcija.

5. Definirajte zakon masovnog djelovanja. Odražava li jednadžba koja izražava ovaj zakon ovisnost brzine reakcije o prirodi reaktanata?

6. Kako brzina reakcije zavisi od temperature? Šta je energija aktivacije? Šta su aktivni molekuli?

7. Koji faktori određuju brzinu homogene i heterogene reakcije? Navedite primjere.

8. Koji je red i molekularnost hemijskih reakcija? U kojim slučajevima se ne poklapaju?

9. Koje supstance se nazivaju katalizatori? Koji je mehanizam ubrzanja djelovanja katalizatora?

10. Šta je koncept "trovanja katalizatorom"? Koje supstance se nazivaju inhibitori?

11. Šta se naziva hemijska ravnoteža? Zašto se zove dinamička? Koje koncentracije reaktanata se nazivaju ravnotežnim?

12. Šta se zove konstanta hemijske ravnoteže? Da li to zavisi od prirode supstanci koje reaguju, njihove koncentracije, temperature, pritiska? Koje su karakteristike matematičke notacije za konstantu ravnoteže u heterogenim sistemima?

13. Koja je farmakokinetika lijekova?

14. Procesi koji se javljaju sa lijek u tijelu kvantitativno karakteriziraju brojni farmakokinetički parametri. Dajte glavne.

Povećanje brzine reakcije sa povećanjem temperature obično se karakteriše temperaturnim koeficijentom brzine reakcije, brojem koji pokazuje koliko puta se brzina date reakcije povećava sa povećanjem temperature sistema za 10 °C. Temperaturni koeficijent različitih reakcija je različit. Na uobičajenim temperaturama njegova vrijednost za većinu reakcija je u rasponu od 2 ... 4.

Temperaturni koeficijent se određuje u skladu sa takozvanim "van't Hoffovim pravilom" koje se matematički izražava jednačinom

v 2 /v 1 = g ( T 2 – T 1)/10 ,

Gdje v 1 i v 2 – brzine reakcije na temperaturama T 1 i T 2; g je temperaturni koeficijent reakcije.

Dakle, na primjer, ako je g = 2, onda za T 2 - T 1 = 50°C v 2 /v 1 = 2 5 = 32, tj. reakcija se ubrzala 32 puta, a ovo ubrzanje ni na koji način ne ovisi o apsolutnim vrijednostima T 1 i T 2 ali samo na njihovoj razlici.

energija aktivacije, razlika između vrijednosti prosječne energije čestica (molekula, radikala, jona itd.) koje ulaze u elementarni čin kemijske reakcije i prosječne energije svih čestica u reagujućem sistemu. Za različite hemijske reakcije E. i. varira u velikoj mjeri - od nekoliko do ~ 10 j./mol. Za istu hemijsku reakciju vrijednost E. a. zavisi od vrste distribucionih funkcija molekula u smislu energija njihovog translacionog kretanja i unutrašnjih stepena slobode (elektronski, vibracijski, rotacioni). Kao statistička vrijednost E. a. treba razlikovati od granične energije ili energetske barijere - minimalne energije koju jedan par sudarajućih čestica mora imati da bi se odigrala određena elementarna reakcija.

Arrheniusova jednadžba, temperaturna zavisnost konstante brzine To elemental chem. reakcije:

gdje je A predeksponencijalni faktor (dimenzija je ista kao k), E a-aktivaciona energija, obično prihvatanje pozitivnog. vrijednosti, T-abs. temperatura, k-Boltzmannova konstanta. Uobičajeno je citirati E a po molekulu. i na broj čestica N / A\u003d 6,02 * 10 23 (Avogadrova konstanta) i izraženo u kJ / mol; u ovim slučajevima, u Arrheniusovoj jednačini, vrijednost k zamijeniti plinsku konstantu R. Grafikon 1nk naspram 1 /kT(Arrhenius plot) - prava linija čiji je negativni nagib određen energijom aktivacije E a i karakteriše pozitivno. temperaturna zavisnost To.

Katalizator Hemikalija koja ubrzava reakciju, ali nije dio produkta reakcije. Količina katalizatora, za razliku od drugih reagensa, ne mijenja se nakon reakcije. Važno je razumjeti da je katalizator uključen u reakciju. Obezbeđujući brži put za reakciju, katalizator reaguje sa početnim materijalom, rezultirajući intermedijarni spoj prolazi kroz transformacije i konačno se deli na proizvod i katalizator. Tada katalizator ponovo reaguje sa početnim materijalom, i ovaj katalitički ciklus se ponavlja mnogo puta (do milion puta) [ izvor?] se ponavlja.

Katalizatori se dijele na homogena I heterogena. Homogeni katalizator je u istoj fazi sa reaktantima, heterogeni formira nezavisnu fazu odvojenu interfejsom od faze u kojoj se reaktanti nalaze. Tipični homogeni katalizatori su kiseline i baze. Metali, njihovi oksidi i sulfidi se koriste kao heterogeni katalizatori.

Reakcije istog tipa mogu se odvijati i sa homogenim i sa heterogenim katalizatorima. Tako se uz kisele otopine koriste čvrsti Al 2 O 3 , TiO 2 , ThO 2 , aluminosilikati i zeoliti kiselih svojstava. Heterogeni katalizatori sa osnovnim svojstvima: CaO, BaO, MgO.

Heterogeni katalizatori, u pravilu, imaju visoko razvijenu površinu, za koju su raspoređeni na inertnoj podlozi (silika gel, glinica, aktivni ugljen itd.).

Za svaku vrstu reakcije djelotvorni su samo određeni katalizatori. Pored već pomenutih acidobazne, postoje katalizatori redoks; karakteriše ih prisustvo prelaznog metala ili njegovog jedinjenja (Co +3, V 2 O 5 + MoO 3). U ovom slučaju, kataliza se provodi promjenom oksidacijskog stanja prijelaznog metala.

Disperzovani sistem- to su formacije od dvije ili više faza (tijela) koje se uopće ili praktično ne miješaju i kemijski ne reagiraju jedna na drugu. Prva od supstanci disperzovana faza) je fino raspoređen u drugom ( disperzioni medij). Ako postoji više faza, one se mogu fizički odvojiti jedna od druge (centrifugiranjem, odvajanjem itd.).

Obično su dispergovani sistemi koloidni rastvori, solovi. U dispergirane sisteme spada i slučaj čvrstog dispergovanog medija u kojem se nalazi disperzna faza.

Najopštija klasifikacija dispergovanih sistema zasniva se na razlici u stanju agregacije disperzione sredine i dispergovane faze. Kombinacije tri tipa agregatnog stanja omogućavaju razlikovanje devet tipova dispergovanih sistema. Radi kratkoće, obično se označavaju razlomkom, čiji brojnik označava disperziranu fazu, a nazivnik označava disperzioni medij, na primjer, za sistem "gas u tekućini" usvojena je oznaka G/L.

koloidnih rastvora. Koloidno stanje je karakteristično za mnoge tvari ako su njihove čestice veličine od 1 do 500 nm. Lako je pokazati da je ukupna površina ovih čestica ogromna. Ako pretpostavimo da čestice imaju oblik lopte prečnika 10 nm, onda sa ukupnim volumenom ovih čestice 1 cm 3 će imati

površine oko 10 m2. Kao što je ranije spomenuto, površinski sloj karakterizira površinska energija i sposobnost adsorbiranja određenih čestica, uključujući ione

iz rješenja. karakteristična karakteristika koloidne čestice je prisutnost na njihovoj površini naboja zbog selektivne adsorpcije iona. Koloidna čestica ima složenu strukturu. Uključuje jezgro, adsorbirane ione, kontrainte i rastvarače. Postoje liofilni (guid.

rofilni) koloidi, u kojima otapalo stupa u interakciju s jezgrima čestica, ilnofobični (hidrofobni) koloidi, kod kojih otapalo ne stupa u interakciju s jezgrima

čestice. Otapalo je uključeno u sastav hidrofobnih čestica samo kao solvatna ljuska adsorbiranih jona ili u prisustvu stabilizatora (tenzida) koji imaju liofobne i liofilne dijelove.

Evo nekoliko primjera koloidnih čestica:

Kako. može se vidjeti da se jezgro sastoji od električno neutralnog agregata čestica sa adsorbiranim ionima elemenata koji čine jezgro (u ovim primjerima joni Ag+, HS-, Fe 3+). Koloidna čestica, pored jezgre, ima i kontrajone i molekule rastvarača. Adsorbirani ioni i protujoni formiraju adsorbirani sloj s rastvaračem. Ukupni naboj čestice jednak je razlici između naboja adsorbiranih iona i protujona. Oko čestica se nalazi difuzni sloj jona, čiji je naboj jednak broju koloidne čestice. Koloidne čestice i difuzni slojevi formiraju električki neutralnu micelu

Micele(deminutiv od lat. mica- čestica, zrno) - čestice u koloidnim sistemima, sastoje se od vrlo malog jezgra nerastvorljivog u datom mediju, okruženog stabilizirajućom ljuskom adsorbiranih jona i molekula rastvarača. Na primjer, micela arsenik sulfida ima strukturu:

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

Prosječna veličina micela je od 10 −5 do 10 −7 cm.

Koagulacija- razdvajanje koloidne otopine na dvije faze - otapalo i želatinoznu masu ili zgušnjavanje otopine kao rezultat zgrušavanja čestica otopljene tvari

Peptizacija je proces prelaska koloidnog precipitata ili gela u koloidni rastvor pod dejstvom tečnosti ili supstanci koje su joj dodane koje se talogom ili gelom dobro adsorbuju, u ovom slučaju se nazivaju peptizatori (npr. peptizacija masti pod dejstvo žuči).
Peptizacija - odvajanje agregata čestica gelova (želea) ili rastresitih sedimenata pod uticajem određenih supstanci - peptizatora nakon koagulacije koloidnih rastvora. Kao rezultat peptizacije, talog (ili gel) prelazi u suspendirano stanje.

RJEŠENJA, jednofazni sistemi koji se sastoje od dvije ili više komponenti. Prema stanju agregacije, rastvori mogu biti čvrsti, tečni ili gasoviti.

Rastvorljivost, sposobnost supstance da sa drugom supstancom (ili supstancama) formira homogene smeše sa dispergovanom distribucijom komponenti (vidi Rešenja). Rastvaračem se općenito smatra supstanca koja čista forma postoji u istom stanju agregacije kao i rezultirajuće rješenje. Ako su prije rastvaranja obje tvari bile u istom agregacijskom stanju, smatra se da je otapalo supstanca prisutna u smjesi u znatno većoj količini.

Rastvorljivost je određena fizičkim i hemijskim afinitetom molekula rastvarača i otopljene supstance, odnosom energija interakcijom homogenih i različitih komponenti rastvora. U pravilu su međusobno dobro topljivi, fizički slični. and chem. svojstva materije (empirijsko pravilo „slično se rastvara u sličnom“). Konkretno, tvari koje se sastoje od polarnih molekula i tvari s tipom jonske veze dobro su sol. u polarnim rastvaračima (voda, etanol, tečni amonijak), a nepolarne supstance su dobro rastvorene. u nepolarnim rastvaračima (benzen, ugljični disulfid).

Rastvorljivost date supstance ovisi o temperaturi i tlaku kojem odgovara opšti princip pomeranje ravnoteže (vidi Le Chatelier-Brown princip). Koncentracija zasićenog rastvora pod datim uslovima numerički određuje R. supstance u datom rastvaraču i još se naziva. rastvorljivost. Prezasićene otopine sadrže veću količinu otopljene tvari nego što odgovara njenoj topljivosti, postojanje prezasićenih otopina je zbog kinetike. poteškoće kristalizacije (vidi Postanak nove faze). Za karakterizaciju rastvorljivosti slabo rastvorljivih supstanci koristi se proizvod aktivnosti PA (za rastvore bliske po svojim svojstvima idealnim, proizvod rastvorljivosti PR).