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 zamenimo u formulu koja kvantitativno izražava van't Hoffovo pravilo, dobićemo :

b) Budući da se ova reakcija odvija smanjenjem temperature, tada je na datoj temperaturi brzina ove 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.

Van't Hoffovo pravilo:

kada temperatura poraste za 10 stepeni, brzina homogene hemijske reakcije se povećava za 2-4 puta.

gdje je V2 brzina reakcije na temperaturi T2, V1 je brzina reakcije na temperaturi T1, temperaturni koeficijent reakcije (ako je, na primjer, jednak 2, tada će se brzina reakcije povećati za 2 puta kada temperatura poraste za 10 stepeni).

Iz van't Hoffove jednačine temperaturni koeficijent izračunato po formuli:

Teorija aktivnih sudara generalizira pravilnosti zavisnost brzine kem.r-i od temperature:

1. Ne mogu reagovati svi molekuli, već samo oni u posebnom aktivnom stanju

2. Aktivacija molekula nastaje kao rezultat biomolekulskog sudara.

3. Kada se čestice sa približno istom količinom energije sudare, dolazi do preraspodjele, uslijed čega energija jednog od molekula dostiže vrijednost koja odgovara energiji aktivacije.

4. Utjecaj temperature na brzinu reakcije: pomak u ravnoteži između običnih i aktivnih molekula prema povećanju koncentracije prvih.

Energetski profil reakcije (grafikon potencijalne energije naspram koordinata reakcije)

Energija aktivacije Ea- minimalna dodatna energija koja se mora prenijeti molekulu iznad njegove prosječne vrijednosti da bi se kem. interakcija.

Arrheniusova jednadžba utvrđuje zavisnost konstante brzine hemijske reakcije k o temperaturi T.

Ovdje A karakterizira učestalost sudara reagujućih molekula, R je univerzalna plinska konstanta.

7. Kataliza. Homogena i heterogena kataliza. Osobine katalitičke aktivnosti enzima. kataliza- promena brzine hemijske reakcije u prisustvu supstanci koje nakon završetka reakcije ostaju nepromijenjene u obliku i količini. Povećanje brzine reakcije se naziva pozitivna kataliza, smanjiti - negativna kataliza (ili inhibicija). Katalizatori imenovati supstance koje izazivaju pozitivnu katalizu; supstance koje usporavaju reakcije inhibitori. Razlikovati homogenu i heterogenu katalizu. Ubrzanje reakcije disproporcionisanja vodikovog peroksida u vodenom rastvoru u prisustvu dikromat jona je primer homogene katalize (katalizator formira jednu fazu sa reakcionom smešom), au prisustvu mangan(IV) oksida, je primjer heterogene katalize (vodeni rastvor hidrogen peroksid-tečna faza, mangan oksid - čvrsta). Katalizatori biohemijskih reakcija su proteinske prirode i nazivaju se enzimi. Enzimi se razlikuju od konvencionalnih katalizatora na više načina: 1) imaju mnogo veću katalitičku efikasnost; 2) visoka specifičnost, tj. selektivnost djelovanja; 3) mnogi enzimi ispoljavaju katalitičku aktivnost u odnosu na samo jedan supstrat; 4) enzimi pokazuju maksimalnu efikasnost samo u blagim uslovima, koje karakteriše mali raspon temperatura i pH vrednosti Aktivnost enzima = brzina reakcije nultog reda. 8. Hemijska ravnoteža. Reverzibilno i nepovratno u smjeru reakcije. Hemijska ravnoteža: dinamičko stanje u kojem su brzine reakcije naprijed i nazad jednake. Konstanta ravnoteže: na konstantnom spoljni uslovi u ravnoteži, omjer proizvoda koncentracija proizvoda i proizvoda koncentracija reaktanata, uzimajući u obzir stehiometriju, je konstantna vrijednost, neovisna o hemijski sastav sistemima. K c je povezan sa Gibbsovim standardom E po: Le Chatelierov princip: uticaj nekog faktora (t, c, p) na ravnotežni sistem stimuliše pomeranje ravnoteže u tom pravcu, što doprinosi obnavljanju početnih karakteristika sistema. Uslovi termodinamičke ravnoteže: G 2 -G 1 = 0S 2 -S 1 = 0 Reverzibilna p-cija: pod ovim uslovima, spontano teče i u naprijed i u suprotnom smjeru .Prođite kroz uslove: - Slabo rastvorljiv talog - gas - nisko disocijirajuća supstanca (voda) - stabilno kompleksno jedinjenje Nepovratni okrug: pod datim uslovima teče u jednom pravcu. Položaj hemijske ravnoteže zavisi od sledećih parametara reakcije: temperature, pritiska i koncentracije. Podložan je uticaj koji ovi faktori imaju na hemijsku reakciju obrasci, koje je 1884. godine općenito izrazio francuski naučnik Le Chatelier. Moderna formulacija Le Chatelierovog principa je sljedeća:

9. Uloga vode i rješenja u životu. Termodinamika rastvaranja.Rješenje je homogen sistem promenljivog sastava od dve ili više supstanci u stanju ravnoteže. klasifikacija: 1) vagati(grubo dispergovani sistem): suspenzije (čvrste u tečnosti) i emulzije (tečnost u tečnosti) 2) koloidi, solovi(fino dispergovani sistemi). Vrijednost rješenja u životu: mnogi hemijski procesi se odvijaju samo ako su supstance koje su uključene u njih u otopljenom stanju. Najvažnije biološke tečnosti (krv, limfa, urin, pljuvačka, znoj) su rastvori soli, proteina, ugljenih hidrata, lipida u vodi. Asimilacija hrane povezana je s prijelazom hranjivih tvari u otopljeno stanje. Biohemijske reakcije u živim organizmima odvijaju se u rastvorima. Biofluidi su uključeni u transport nutrijenata (masti, aminokiseline, kiseonik), lekova do organa i tkiva, kao i u izlučivanju metabolita iz organizma. U tekućim medijima tijela konstantnost kiselosti, koncentracije soli i organska materija(homeostaza koncentracije). Najčešći rastvarač na našoj planeti je vode. Vodene karakteristike: nadmašuje sve supstance u svom toplotnom kapacitetu; anomalno ponašanje hlađenja - voda se kondenzira, počinje tonuti, a zatim se diže (sve druge tvari tonu kada se zbije); može sublimirati (sublimacija vode) - sublimacija (pod određenim uslovima, led se može pretvoriti u paru, a da se prethodno ne pretvori u tečna voda, tj. bez topljenja) voda otapa sve supstance (samo je pitanje koliko?); visoka dielektrična konstanta vode (vrijednost koja pokazuje koliko je puta sila interakcije između dva naboja u datoj tvari manja nego u vakuumu); visoka kritična temperatura; voda je amfolit (nije kisela, nije bazna); učestvuje u stvaranju polimernih struktura organizma (proteini, lipidi...); osnova membranskog transporta. Termodinamika rastvaranja: prema 2. zakonu termodinamike pri p, T=konst supstance se mogu spontano rastvoriti u bilo kom rastvaraču ako se kao rezultat ovog procesa smanji Gibsova energija sistema, tj. . G=( H - T S)<0 . (H- faktor entalpije, T S je faktor entropije rastvaranja). Prilikom rastvaranja tekućih i čvrstih tvari S>0. Rastvaranje gasova u tečnosti S<0. Promjena entalpije je algebarski zbir promjene entalpije H cr kao rezultat razaranja kristalne rešetke i promjene entalpije H sol zbog rastvaranja česticama rastvarača H sol = H kr + H Sol . Prilikom rastvaranja gasova, entalpija H cr = 0, jer nema potrebe za trošenjem energije za uništavanje kristalne rešetke. Tokom rastvaranja, i entropija i entalpija se mogu promijeniti. 10 . Idealno rješenje- entalpija miješanja je 0 (homogene smjese ugljovodonika; hipotetičko rješenje, gdje je jednakost svih sila međumolekulske interakcije.) Konstanta rastvorljivosti ili PR- ovo je proizvod koncentracija jona slabo rastvorljivog elektrolita u zasićenom rastvoru na datoj temperaturi - konstantna vrednost BaCO 3 \u003d Ba + CO 3, Ks \u003dUvjeti rastvaranja i taloženja Taloženje i otapanje - reakcije izmjene koje se odvijaju u otopini elektrolita ---1) Elektrolit će se taložiti ako je proizvod koncentracije njegovih jona u otopini veći od konstante rastvorljivosti c (Ba) * c (CO 3)> Kpr 2) Njegov talog će se rastvoriti ako je sve obrnuto 11. Koligativna svojstva rastvora. Koligativna svojstva rješenja- to su njihova svojstva koja se, pod datim uslovima, pokazuju kao jednaka i nezavisna od hemijske prirode rastvorene supstance; svojstva rješenja koja zavise samo od broja kinetičkih jedinica i od njihovog toplinskog kretanja. Raoultov zakon i njegove posljedice Para u ravnoteži sa tečnošću naziva se zasićena. Pritisak takve pare nad čistim rastvaračem (p0) naziva se pritisak ili pritisak zasićene pare čistog rastvarača. Tlak pare otopine koja sadrži nehlapljivu otopljenu tvar direktno je proporcionalan molskom udjelu otapala u toj otopini: p = p0 χr-l, gdje je p tlak pare nad otopinom, PA; p0 je tlak pare nad čistim otapalom; χp-l je molarni udio rastvarača. Za otopine elektrolita koristi se nešto drugačiji oblik jednadžbe, što omogućava dodajući mu izotonični koeficijent: Δp = i p0 χv -va, gdje je Δp stvarna promjena tlaka u poređenju sa čistim otapalom; χv-va je molni udio tvari u otopini. Iz Raoultovog zakona postoje dva posljedice. Prema jednom od njih, tačka ključanja rastvora je viša od tačke ključanja rastvarača. To je zbog činjenice da tlak zasićene pare rastvarača nad otopinom postaje jednak atmosferskom tlaku (stanje ključanja tekućine) na višoj temperaturi nego u slučaju čistog rastvarača. Povećanje tačke ključanja Tboil je proporcionalno molalnosti rastvora:. Tkip = Ke sm gdje je Ke ebulioskopska konstanta rastvarača, cm molalna koncentracija druga istraga iz Raoultovog zakona, temperatura smrzavanja (kristalizacije) rastvora je niža od temperature smrzavanja (kristalizacije) čistog rastvarača. To je zbog nižeg tlaka pare rastvarača iznad otopine nego iznad rastvarača. Smanjenje tačke smrzavanja (kristalizacija) Tzam je proporcionalno molalnosti rastvora : Tzam = Kk cm gdje je Kk krioskopska konstanta rješenja Snižavanje temperature kristalizacije rastvora.Uslov kristalizacija je jednakost pritiska zasićene pare rastvarača nad rastvorom i pritiska pare nad čvrstim rastvaračem. Pošto je pritisak pare rastvarača nad rastvorom uvek niži nego nad čistim rastvaračem, ova jednakost će se uvek postići na temperaturi nižoj od tačke smrzavanja rastvarača. Dakle, okeanska voda počinje da se smrzava na temperaturi od oko minus 2 °C. Razlika između temperature kristalizacije otapala i temperature početka kristalizacije otopine je smanjenje temperature kristalizacije. Povećanje tačke ključanja rastvora Tečnost ključa na temperaturi na kojoj ukupni pritisak pare zasićenja postaje jednak vanjskom pritisku. pritisak pare zasićenja nad otopinom na bilo kojoj temperaturi bit će manji nego nad čistim rastvaračem, a jednakost vanjskom pritisku će se postići na višoj temperaturi. Dakle, tačka ključanja rastvora neisparljive supstance T uvek je viša od tačke ključanja čistog rastvarača pri istom pritisku T °. Povećanje tačke ključanja beskonačno razblaženih rastvora neisparljivih supstanci ne utiče na ovisi o prirodi otopljene tvari i direktno je proporcionalna molarnoj koncentraciji otopine. Spontani prolazak rastvarača kroz polupropusnu membranu koja razdvaja rastvor i rastvarač ili dva rastvora sa različitim koncentracijama otopljene supstance naziva se osmoza. Osmoza je posljedica difuzije molekula rastvarača kroz polupropusnu barijeru koja propušta samo molekule rastvarača. Molekule rastvarača difundiraju iz rastvarača u rastvor ili iz manje koncentrisane otopine u više koncentriranu. Osmoza je kvantitativno karakterizirana osmotski pritisak, jednaka sili po jedinici površine, i prisiljavajući molekule rastvarača da prodru kroz polupropusnu pregradu. On je jednak pritisku kolone rastvora u osmometru visine h. U ravnoteži, vanjski pritisak uravnotežuje osmotski pritisak. U ovom slučaju, brzine direktnih i reverznih prijelaza molekula kroz polupropusnu pregradu postaju iste. Osmotski tlak raste s povećanjem koncentracije otopljene tvari i temperature. Van't Hoff predložio je da se za osmotski tlak može primijeniti jednačina stanja idealnog plina: pV = nRT ili p = (n/V) RT odakle p = sa RT, gdje je p osmotski tlak (kPa), c je molarna koncentracija otopine. Osmotski pritisak je direktno proporcionalan molarnoj koncentraciji otopljene supstance i temperaturi. Osmoza igra veoma važnu ulogu u biološkim procesima, osiguravajući protok vode u ćelije i druge strukture. Zovu se rastvori sa istim osmotskim pritiskom izotoničan. Ako je osmotski pritisak veći od intracelularnog, onda se naziva hipertoničan, ako je niži od intracelularnog, naziva se hipotoničan. Izotonični koeficijent (također van't Hoffov faktor; označen i) je bezdimenzionalni parametar koji karakterizira ponašanje tvari u otopini. Numerički je jednak omjeru vrijednosti nekog koligativnog svojstva rastvora date supstance i vrednosti istog koligativnog svojstva neelektrolita iste koncentracije, uz nepromenjene ostale parametre sistema. Isoosmia- relativna konstantnost osmotskog pritiska u tečnim medijima i tkivima organizma, zbog održavanja koncentracija supstanci koje se u njima nalaze na ovom nivou: elektroliti, proteini.Ovo je jedna od najvažnijih fizioloških konstanti organizma, pod uslovom mehanizmima samoregulacije (Homeostaza). HEMOLIZA- uništavanje crvenih krvnih zrnaca, praćeno oslobađanjem hemoglobina iz njih. Fizički uzroci uključuju djelovanje visokih i niskih temperatura, ultrazvuka, hemijsko – hemolitičkih otrova, nekih lijekovi i dr. Hemoliza se može javiti tokom transfuzije nekompatibilne krvi, uvođenja hipotoničnih rastvora. Plazmoliza- kada se ćelije stave u hipertonični rastvor, voda iz ćelija prelazi u koncentrisaniji rastvor i primećuje se boranje ćelija.

Elementi teorije otopina elektrolita. Jaki i slabi elektroliti. Konstanta jonizacije slabog elektrolita. Ostwaldov zakon o uzgoju. Jonska snaga rastvora. Aktivnost i koeficijent aktivnosti jona. Elektroliti u tijelu, pljuvačka kao elektrolit.

elektroliti- To su tvari s jonskim ili visokopolarnim kovalentnim vezama u vodenim otopinama koje podliježu elektrolitičkoj disocijaciji, što rezultira stvaranjem kationa i anjona.

Jaki elektroliti- supstance sposobne da se potpuno disociraju. To uključuje većinu soli, kao i neke tvari molekularne strukture (HCl).

Slabi elektroliti disociraju u neznatnom stepenu, a njihov preovlađujući oblik je molekularni (H2S, organske kiseline).

Kvantitativno, sposobnost molekularnog elektrolita da se disocira određena je stepen jonizacije ( zavisi od koncentracije elektrolita ):

gdje je Ntot ukupan broj molekula u otopini; N jonizacija je broj molekula razloženih na jone.

Konstanta jonizacije:

Gdje su [A], [B] raspadnuti joni

- supstanca koja se nije raspala na jone.

Ostwaldov zakon razblaženja:

K= α 2 c/1- α ,

Gdje je α stepen jonizacije

C - molarna koncentracija

Jonska snaga rastvora:

I=0,5∑s i z i 2 ,

Gdje je c i molarna koncentracija jona u otopini, mol/l

z i je naboj jona.

Jonska aktivnost je njegova efektivna koncentracija.

Aktivnost je povezana s molarnom koncentracijom na sljedeći način:

gdje je f faktor aktivnosti

elektrolita u organizmu: Na i Cl učestvuju u održavanju acido-bazne ravnoteže, osmotske ravnoteže u organizmu. Sa igra važnu ulogu u izgradnji koštanog tkiva i zuba, u regulaciji kiselosti krvi i njenoj koagulaciji, u ekscitabilnosti mišićnog i nervnog tkiva. TO nalazi se pretežno u tjelesnim tečnostima i mekih tkiva, gdje je neophodni element za održavanje osmotskog pritiska, regulaciju pH krvi. mg je kofaktor u mnogim enzimskim reakcijama, neophodan je u svim fazama sinteze proteina. u živim organizmima Fe je važan element u tragovima koji katalizira procese izmjene kisika. Co dio je vitamina B 12, uključen je u hematopoezu, funkcije nervni sistem i jetre, enzimske reakcije. Zn neophodan za metabolizam vitamina E, uključen je u sintezu različitih anaboličkih hormona u tijelu, uključujući inzulin, testosteron i hormon rasta. Mn utječe na rast, stvaranje krvi i funkciju gonada.

Pljuvačka kao elektrolit je složena biohemijska sredina. Broj H+ i OH jona" određuje pH pljuvačke, koji je normalno 6,9. pH vrednost varira u zavisnosti od prirode patološkog procesa u usnoj duplji. Tako je kod infektivnih bolesti reakcija pljuvačke kisela. Pljuvačka sadrži anjone hlora iz neorganskih supstanci, brom, jod, fluor.Fosfat, anjoni fluora doprinose povećanju elektrohemijskih potencijala, anion hlora - prenosu jonskih naboja i depolarizator je (faktor koji ubrzava anodne i katodne procese). U pljuvački se određuju elementi u tragovima: gvožđe, bakar, srebro, mangan, aluminijum i drugi - i makronutrijenti: kalcijum, kalijum, natrijum, magnezijum, fosfor.

Brzina većine hemijskih reakcija raste sa povećanjem temperature. Budući da je koncentracija reaktanata praktički nezavisna od temperature, u skladu s kinetičkom jednadžbom reakcije, glavni utjecaj temperature na brzinu reakcije je kroz promjenu konstante brzine reakcije. Kako temperatura raste, energija čestica u sudaru raste i vjerovatnoća da dođe do hemijske transformacije tokom sudara raste.

Ovisnost brzine reakcije o temperaturi može se okarakterizirati vrijednošću temperaturnog koeficijenta.

Eksperimentalni podaci o uticaju temperature na brzinu mnogih hemijskih reakcija na uobičajenim temperaturama (273–373 K), u malom temperaturnom opsegu, pokazali su da povećanje temperature za 10 stepeni povećava brzinu reakcije za 2–4 ​​puta (van ne Hoffovo pravilo).

Prema van't Hoffu temperaturni koeficijent konstante brzine(Van't Hoff koeficijent)je povećanje brzine reakcije s povećanjem temperature za 10stepeni.

(4.63)

gdje su i konstante brzine na temperaturama i ; je temperaturni koeficijent brzine reakcije.

Kada temperatura poraste na n desetine stepeni, odnos konstanti brzine će biti jednak

Gdje n može biti cijeli ili razlomak.

Van't Hoffovo pravilo je približno pravilo. Primjenjiv je u uskom temperaturnom rasponu, jer se temperaturni koeficijent mijenja s temperaturom.

Preciznija zavisnost konstante brzine reakcije od temperature izražena je semi-empirijskom Arrheniusovom jednačinom

gdje je A predeksponencijalni faktor koji ne ovisi o temperaturi, već je određen samo vrstom reakcije; E - aktivaciona energija hemijske reakcije. Energija aktivacije se može predstaviti kao određena granična energija koja karakterizira visinu energetske barijere na putu reakcije. Energija aktivacije također ne ovisi o temperaturi.

Ova zavisnost ustanovljena je krajem 19. veka. Holandski naučnik Arrhenius za elementarne hemijske reakcije.

Energija direktne aktivacije ( E 1) i obrnuto ( E 2) reakcija je povezana sa toplotnim efektom reakcije D H omjer (vidi sliku 1):

E 1 – E 2=D N.

Ako je reakcija endotermna i D H> 0, onda E 1 > E 2 i energija aktivacije prednje reakcije je veća od reverzne. Ako je reakcija egzotermna, onda E 1 < Е 2 .

Arrheniusova jednadžba (101) u diferencijalnom obliku može se napisati:

Iz jednadžbe slijedi da što je veća energija aktivacije E, brzina reakcije se brže povećava s temperaturom.

Razdvajanje varijabli k I T i s obzirom E konstantne vrijednosti, nakon integracije jednačine (4.66) dobijamo:

Rice. 5. Grafikon ln k–1/T.

, (4.67)

gdje je A predeksponencijalni faktor koji ima dimenziju konstante brzine. Ako je ova jednadžba važeća, tada se na grafu u koordinatama eksperimentalne točke nalaze na pravoj liniji pod kutom a prema osi apscise, a nagib () je jednak , što vam omogućava da izračunate energiju aktivacije kemikalije reakcija iz zavisnosti konstante brzine o temperaturi pomoću jednadžbe .

Energija aktivacije kemijske reakcije može se izračunati iz vrijednosti konstanti brzine na dvije različite temperature koristeći jednadžbu

. (4.68)

Izveden je teorijski izvod Arrheniusove jednadžbe za elementarne reakcije. Ali iskustvo pokazuje da se velika većina složenih reakcija također pridržava ove jednačine. Međutim, za složene reakcije, energija aktivacije i predeksponencijalni faktor u Arrheniusovoj jednačini nemaju određeno fizičko značenje.

Arrheniusova jednačina (4.67) omogućava zadovoljavajući opis širokog raspona reakcija u uskom temperaturnom rasponu.

Za opisivanje ovisnosti brzine reakcije od temperature, također se koristi modificirana Arrheniusova jednadžba

, (4.69)

koji već uključuje tri parametra : A, E I n.

Jednačina (4.69) se široko koristi za reakcije koje se dešavaju u rastvorima. Za neke reakcije, ovisnost konstante brzine reakcije o temperaturi razlikuje se od gore navedenih ovisnosti. Na primjer, u reakcijama trećeg reda, konstanta brzine opada s povećanjem temperature. U lančanim egzotermnim reakcijama, konstanta brzine reakcije naglo raste na temperaturi iznad određene granice (termalna eksplozija).

4.5.1. Primjeri rješavanja problema

Primjer 1 Konstanta brzine neke reakcije s porastom temperature mijenjala se na sljedeći način: t 1 = 20°C;

k 1 \u003d 2,76 10 -4 min. -1 ; t 2 \u003d 50 0 S; k 2 = 137,4 10 -4 min. -1 Odrediti temperaturni koeficijent konstante brzine hemijske reakcije.

Rješenje. Van't Hoffovo pravilo omogućava da se iz relacije izračuna temperaturni koeficijent konstante brzine

g n= =2 ¸ 4, gdje n = = =3;

g 3 \u003d = 49,78 g = 3,68

Primjer 2 Koristeći van't Hoffovo pravilo izračunajte na kojoj temperaturi će se reakcija završiti za 15 minuta, ako je na temperaturi od 20 0 C trajala 120 minuta. Temperaturni koeficijent brzine reakcije je 3.

Rješenje. Očigledno, što je vrijeme reakcije kraće ( t), što je veća konstanta brzine reakcije:

3n = 8, n ln3 = ln8, n== .

Temperatura na kojoj će se reakcija završiti za 15 minuta je:

20 + 1,9 × 10 \u003d 39 0 C.

Primjer 3 Konstanta brzine reakcije saponifikacije octeno-etil estera sa alkalnom otopinom na temperaturi od 282,4 K jednaka je 2,37 l 2 / mol 2 min. , a na temperaturi od 287,40 K jednaka je 3,2 l 2 / mol 2 min. Pronađite temperaturu na kojoj je konstanta brzine ove reakcije 4?

Rješenje.

1. Poznavajući vrijednosti konstanti brzine na dvije temperature, možemo pronaći energiju aktivacije reakcije:

= = 40,8 kJ/mol.

2. Poznavanje vrijednosti energije aktivacije, iz Arrheniusove jednačine

,

Pitanja i zadaci za samokontrolu.

1. Koje se veličine nazivaju "Arrheniusovi" parametri?

2. Koja je minimalna količina eksperimentalnih podataka potrebna za izračunavanje energije aktivacije hemijske reakcije?

3. Pokazati da temperaturni koeficijent konstante brzine zavisi od temperature.

4. Postoje li odstupanja od Arrheniusove jednačine? Kako se u ovom slučaju može opisati ovisnost konstante brzine o temperaturi?

Kinetika složenih reakcija

Reakcije se po pravilu ne odvijaju direktnom interakcijom svih početnih čestica sa njihovim direktnim prelaskom u produkte reakcije, već se sastoje od nekoliko elementarnih faza. To se prvenstveno odnosi na reakcije u kojima, prema njihovoj stehiometrijskoj jednačini, učestvuje više od tri čestice. Međutim, čak i reakcije dvije ili jedne čestice često se ne odvijaju jednostavnim bi- ili monomolekularnim mehanizmom, već složenijim putem, odnosno kroz niz elementarnih faza.

Reakcije se nazivaju složenim ako se potrošnja polaznih materijala i stvaranje produkta reakcije odvijaju kroz niz elementarnih faza koje se mogu odvijati istovremeno ili uzastopno. Istovremeno se odvijaju neke etape uz učešće tvari koje nisu ni polazne tvari ni produkti reakcije (intermedijarne tvari).

Kao primjer složene reakcije možemo uzeti u obzir reakciju hloriranja etilena sa stvaranjem dihloretana. Direktna interakcija mora proći kroz četveročlani aktivirani kompleks, koji je povezan s prevladavanjem visoke energetske barijere. Brzina takvog procesa je mala. Ako se atomi formiraju u sistemu na ovaj ili onaj način (na primjer, pod djelovanjem svjetlosti), tada se proces može odvijati prema lančanom mehanizmu. Atom se lako spaja na dvostrukoj vezi i formira slobodni radikal - . Ovaj slobodni radikal može lako otkinuti atom od molekule kako bi formirao konačni proizvod - , zbog čega se slobodni atom regenerira.

Kao rezultat ove dvije faze, jedna molekula i jedna molekula se pretvaraju u molekul proizvoda - , a regenerirani atom stupa u interakciju sa sljedećim molekulom etilena. Oba stupnja imaju nisku energiju aktivacije i na taj način se postiže brza reakcija. Uzimajući u obzir mogućnost rekombinacije slobodnih atoma i slobodnih radikala, kompletna šema procesa može se zapisati kao:

Uz svu raznolikost, složene reakcije se mogu svesti na kombinaciju nekoliko vrsta složenih reakcija, tj paralelne, sekvencijalne i serijsko-paralelne reakcije.

Dva stupnja se nazivaju sukcesivno ako je čestica nastala u jednoj fazi početna čestica u drugoj fazi. Na primjer, u gornjoj shemi, prva i druga faza su uzastopne:

.

Dva stupnja se nazivaju paralelno, ako iste čestice učestvuju kao početne u oba. Na primjer, u shemi reakcije, četvrta i peta faza su paralelne:

Dva stupnja se nazivaju serijski paralelni, ako su paralelne u odnosu na jednu i sekvencijalne u odnosu na drugu od čestica koje učestvuju u ovim fazama.

Primjer serijski paralelnih koraka su drugi i četvrti korak ove šeme reakcije.

Karakteristični znakovi da se reakcija odvija po složenom mehanizmu uključuju sljedeće znakove:

Neusklađenost reda reakcije i stehiometrijskih koeficijenata;

Promena sastava proizvoda u zavisnosti od temperature, početnih koncentracija i drugih uslova;

Ubrzanje ili usporavanje procesa kada se u reakcionu smjesu dodaju male količine tvari;

Utjecaj materijala i dimenzija posude na brzinu reakcije itd.

U kinetičkoj analizi složenih reakcija primenjuje se princip nezavisnosti: „Ako se u sistemu istovremeno dešava nekoliko jednostavnih reakcija, onda za svaku od njih važi osnovni postulat hemijske kinetike, kao da je ova reakcija jedina.“ Ovaj princip se također može formulirati na sljedeći način: "Vrijednost konstante brzine elementarne reakcije ne zavisi od toga da li se druge elementarne reakcije odvijaju istovremeno u datom sistemu."

Načelo nezavisnosti vrijedi za većinu reakcija koje se odvijaju po složenom mehanizmu, ali nije univerzalno, jer postoje reakcije u kojima neke jednostavne reakcije utječu na tok drugih (na primjer, spregnute reakcije).

U proučavanju složenih hemijskih reakcija važan je princip mikroreverzibilnost ili detaljan bilans:

ako u složen proces hemijska ravnoteža je uspostavljena, tada brzine direktne i reverzne reakcije moraju biti jednake za svaki elementarni stupanj.

Najčešći slučaj da dođe do složene reakcije je kada se reakcija odvija kroz nekoliko jednostavnih koraka koji se odvijaju različitim brzinama. Razlika u brzinama dovodi do činjenice da se kinetika dobivanja produkta reakcije može odrediti zakonima samo jedne reakcije. Na primjer, za paralelne reakcije, brzina cijelog procesa je određena brzinom najbrže faze, a za sekvencijalne reakcije najsporije. Stoga se pri analizi kinetike paralelnih reakcija sa značajnom razlikom u konstantama može zanemariti brzina sporog stupnja, a pri analizi sekvencijalnih reakcija nije potrebno određivati ​​brzinu brze reakcije.

U sekvencijalnim reakcijama naziva se najsporija reakcija ograničavajući. Limitirajuća faza ima najmanju konstantu brzine.

Ako su vrijednosti konstanti brzine pojedinih faza složene reakcije bliske, onda je to neophodno potpuna analiza cjelokupnu kinetičku shemu.

Uvođenje koncepta faze koja određuje brzinu u mnogim slučajevima pojednostavljuje matematičku stranu razmatranja takvih sistema i objašnjava činjenicu da se ponekad kinetika složenih, višestepenih reakcija dobro opisuje jednostavnim jednačinama, na primjer, prvog red.

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.

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: , gde je razlika između broja molova gasovitih reakcijskih produkata i gasovitih početnih supstanci. 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 reakcionih komponenti, ravnoteža se pomera 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 se desilo aktivnih molekula?

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.