Teplota a reakční rychlost

Při pevné teplotě je reakce možná, pokud mají interagující molekuly určité množství energie. Arrhenius tomu říkal přebytek energie aktivační energie a samotné molekuly aktivováno.

Podle Arrheniovy rychlostní konstanty k a aktivační energii E a souvisí vztahem zvaným Arrheniova rovnice:

Tady A- preexponenciální faktor, R- univerzální plynová konstanta, T- absolutní teplota.

Při konstantní teplotě tedy určuje rychlost reakce E a. Více E aČím menší je počet aktivních molekul a tím pomaleji reakce probíhá. Při snižování E a rychlost se zvyšuje a kdy E a= 0 reakce proběhne okamžitě.

Velikost E a charakterizuje povahu reagujících látek a určuje se experimentálně ze závislosti k = F(T). Po napsání rovnice (5.3) v logaritmickém tvaru a jejím vyřešení pro konstanty při dvou teplotách zjistíme E a:

γ – teplotní koeficient rychlosti chemická reakce. Van't Hoffovo pravidlo má omezenou aplikaci, protože hodnota γ závisí na teplotě a mimo oblast E a= 50–100 kJ ∙ mol –1 toto pravidlo vůbec neplatí.

Na Obr. 5.4 je vidět, že energie vynaložená na převedení výchozích produktů do aktivního stavu (A* je aktivovaný komplex) se pak při přechodu na finální produkty opět zcela nebo částečně uvolní. Rozdíl energie mezi výchozím a konečným produktem určuje Δ H reakce nezávislá na aktivační energii.

Na cestě z výchozího stavu do konečného tedy systém musí překonat energetickou bariéru. Pouze aktivní molekuly, mající v okamžiku srážky potřebnou přebytečnou energii rovnou E a, může překonat tuto bariéru a vstoupit chemická reakce. S rostoucí teplotou se zvyšuje podíl aktivních molekul v reakčním prostředí.

Předexponenciální faktorA charakterizuje celkový počet kolizí. Pro reakce s jednoduchými molekulami A blízko teoretické srážkové velikosti Z, tj. A = Z, vypočítané z kinetické teorie plynů. Pro složité molekuly A ≠ Z, proto je nutné zavést stérický faktor P:

Tady Z– počet všech kolizí, P– podíl kolizí, které jsou prostorově příznivé (nabývá hodnot od 0 do ) – podíl aktivních, tedy energeticky příznivých kolizí.

Dimenze rychlostní konstanty se získá ze vztahu

Analýzou výrazu (5.3) dojdeme k závěru, že existují dvě základní možnosti pro urychlení reakce:
a) zvýšení teploty,
b) pokles aktivační energie.

Úlohy a testy na téma "Chemická kinetika. Teplota a reakční rychlost"

• Rychlost chemické reakce. Katalyzátory - Klasifikace chemických reakcí a vzorce jejich výskytu, stupně 8–9

  Lekce: 5 Úkoly: 8 Testy: 1

Faktory ovlivňující reakci

V lidském těle probíhají v živé buňce tisíce enzymatických reakcí. Ve vícestupňovém řetězci procesů je však rozdíl mezi rychlostmi jednotlivých reakcí poměrně velký. Syntéze proteinových molekul v buňce tedy předcházejí ještě minimálně dvě fáze: syntéza transferové RNA a syntéza ribozomů. Ale doba, během které se koncentrace molekul t-RNA zdvojnásobí, je 1,7 minuty, molekul proteinů - 17 minut a ribozomů - 170 minut. Rychlost celkového procesu pomalého (limitujícího) stádia, v našem příkladu - rychlost syntézy ribozomů. Přítomnost omezující reakce poskytuje vysokou spolehlivost a flexibilitu při řízení tisíců reakcí probíhajících v buňce. Stačí sledovat a regulovat jen ty nejpomalejší. Tento způsob regulace rychlosti vícestupňové syntézy se nazývá princip minima. Umožňuje výrazně zjednodušit a vyrobit více spolehlivý systém autoregulace v buňce.

Klasifikace reakcí používaných v kinetice: reakce, homogenní, heterogenní a mikroheterogenní; reakce jsou jednoduché a složité (paralelní, sekvenční, konjugované, řetězové). Molekularita elementárního reakčního aktu. Kinetické rovnice. Pořadí reakce. Poločas rozpadu

Mikroheterogenní reakce -

Molekularita reakce je určena počtem molekul, které vstupují do chemické interakce v elementární reakci. Na tomto základě se reakce dělí na monomolekulární, bimolekulární a trimolekulární.

Pak budou reakce typu A -> B monomolekulární, například:

a) C16H34 (t°C) -> CgH18 + C8H16 - reakce krakování uhlovodíků;

b) CaC0 3 (t°C) -> CaO + C0 2 - tepelný rozklad uhličitanu vápenatého.
Reakce typu A + B -> C nebo 2A -> C - jsou bimolekulární, například:
a) C + 02 -> CO 2; b) 2H202 -> 2H20 + 02 atd.

Trimolekulární reakce jsou popsány obecnými rovnicemi jako:

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

Například: a) 2H2 + 0222H20; b) 2NO + H2N20 + H20.

Rychlost reakcí v závislosti na molekulové hmotnosti bude vyjádřena rovnicemi: a) V = až CA - pro monomolekulární reakci; b) V = k CA C in nebo c) V = k C2A - pro bimolekulární reakci; d) V = k C C v C e e) V = k C 2 A C in nebo f) V = k C 3 A - pro trimolekulární reakci.

Molekularita je počet molekul, které reagují v jednom elementárním chemickém aktu.

Molekularitu reakce je často obtížné stanovit, proto se používá formálnější znak - pořadí chemické reakce.

Řád reakce je roven součtu exponentů mocnin koncentrace v rovnici vyjadřující závislost rychlosti reakce na koncentraci reaktantů (kinetická rovnice).

Pořadí reakce se nejčastěji neshoduje s molekulovostí vzhledem k tomu, že reakční mechanismus, tedy „elementární akt“ reakce (viz definice znaku molekulovosti), je obtížné stanovit.

Podívejme se na několik příkladů ilustrujících tuto pozici.

1. Rychlost rozpouštění krystalů je i přes monomolekulární povahu reakce popsána kinetickými rovnicemi nultého řádu: AgCl (TB) ->Ag + + CI", V = k C(AgCl (TB p= k"C( AgCl (ra)) - p - hustota a je konstantní hodnotou, tj. rychlost rozpouštění nezávisí na množství (koncentraci) rozpuštěné látky.

2. Hydrolytická reakce sacharózy: CO + H 2 0 -> C 6 H 12 0 6 (glukóza) + C 6 H 12 0 6 (fruktóza) je bimolekulární reakcí, její kinetiku však popisuje kinetika 1. řádu. rovnice: V = k*C cax, jelikož za experimentálních podmínek včetně v těle je koncentrace vody konstantní hodnotou C(H 2 0) - konst.

3.
Rozkladná reakce peroxidu vodíku, ke které dochází za účasti katalyzátorů, jak anorganických iontů Fe 3+, Cu 2+ kovové platiny, tak biologických enzymů, například katalázy, má obecnou podobu:

2H 2 0 2 -> 2H 2 0 + O tj. je bimolekulární.

Závislost rychlosti reakce na koncentraci. Kinetické rovnice reakcí prvního, druhého a nultého řádu. Experimentální metody pro stanovení rychlosti a rychlostní konstanty reakcí.

Závislost rychlosti reakce na teplotě. Van't Hoffovo pravidlo. Teplotní koeficient reakční rychlosti a jeho vlastnosti pro biochemické procesy.

γ-teplotní koeficient reakční rychlosti.

Fyzikální význam hodnoty γ je ten, že ukazuje, kolikrát se rychlost reakce změní se změnou teploty na každých 10 stupňů.

15. Pojem teorie aktivních srážek. Energetický profil reakce; aktivační energie; Arrheniova rovnice. Role stérického faktoru. Pojem teorie přechodného stavu.

Vztah mezi rychlostní konstantou, aktivační energií a teplotou popisuje Arrheniova rovnice: k T = k 0 *Ae~ E / RT, kde k t a k 0 jsou rychlostní konstanty při teplotě T a T e je základ přirozený logaritmus, A je stérický faktor.

Stérický faktor A určuje pravděpodobnost srážky dvou reagujících částic v aktivním středu molekuly. Tento faktor je zvláště důležitý pro biochemické reakce s biopolymery. Při acidobazických reakcích musí iont H + reagovat s koncovou karboxylovou skupinou - COO." Ne každá srážka iontu H + s molekulou proteinu však povede k této reakci. Pouze ty srážky, které přímo nastanou v některých bodech makromolekul budou účinné, nazývané aktivní centra.

Z Arrheniovy rovnice vyplývá, že čím nižší je aktivační energie E a čím vyšší je teplota T procesu, tím vyšší je rychlostní konstanta.

Problém 336.
Při 150 °C je určitá reakce dokončena za 16 minut. S teplotním koeficientem rychlosti reakce rovným 2,5 vypočítejte, po jaké době tato reakce skončí, pokud se provede: a) při 20 0 °C; b) při 80 °C.
Řešení:
Podle van't Hoffova pravidla je závislost rychlosti na teplotě vyjádřena rovnicí:

vt a kt - rychlostní a rychlostní konstanta reakce při teplotě t°C; v (t + 10) ak (t + 10) jsou stejné hodnoty při teplotě (t + 10 0 C); - teplotní koeficient reakční rychlosti, jehož hodnota se u většiny reakcí pohybuje v rozmezí 2 – 4.

a) Uvážíme-li, že rychlost chemické reakce při dané teplotě je nepřímo úměrná době jejího trvání, dosadíme data uvedená v zadání problému do vzorce, který kvantitativně vyjadřuje Van’t Hoffovo pravidlo, získáme:

b) Protože tato reakce probíhá s poklesem teploty, pak je při dané teplotě rychlost této reakce přímo úměrná době jejího trvání, dosadíme údaje uvedené v zadání úlohy do vzorce, který kvantitativně vyjadřuje van' t Hoffovo pravidlo, dostaneme:

Odpovědět a) při 200 °C t2 = 9,8 s; b) při 80 °C t3 = 162 h 1 min 16 s.

Problém 337.
Změní se hodnota konstanty rychlosti reakce: a) při výměně jednoho katalyzátoru za jiný; b) kdy se mění koncentrace reagujících látek?
Řešení:
Reakční rychlostní konstanta je hodnota, která závisí na povaze reagujících látek, na teplotě a na přítomnosti katalyzátorů a nezávisí na koncentraci reagujících látek. Může se rovnat rychlosti reakce v případě, kdy jsou koncentrace reaktantů rovné jednotce (1 mol/l).

a) Při výměně jednoho katalyzátoru za jiný se rychlost dané chemické reakce změní nebo zvýší. Pokud je použit katalyzátor, rychlost chemické reakce se zvýší a hodnota reakční rychlostní konstanty se odpovídajícím způsobem zvýší. Ke změně hodnoty reakční rychlostní konstanty dojde také při výměně jednoho katalyzátoru za jiný, což zvýší nebo sníží rychlost této reakce ve vztahu k původnímu katalyzátoru.

b) Když se změní koncentrace reaktantů, změní se hodnoty reakční rychlosti, ale nezmění se hodnota konstanty reakční rychlosti.

Problém 338.
Závisí tepelný účinek reakce na její aktivační energii? Odpověď zdůvodněte.
Řešení:
Tepelný účinek reakce závisí pouze na počátečním a konečném stavu systému a nezávisí na mezistupních procesu. Aktivační energie je přebytečná energie, kterou musí mít molekuly látek, aby jejich srážka vedla ke vzniku nové látky. Aktivační energii lze měnit zvýšením nebo snížením teploty, případně ji snížit nebo zvýšit. Katalyzátory snižují aktivační energii a inhibitory ji snižují.

Změna aktivační energie tedy vede ke změně rychlosti reakce, nikoli však ke změně tepelného účinku reakce. Tepelný účinek reakce je konstantní hodnota a nezávisí na změnách aktivační energie pro danou reakci. Například reakce na tvorbu amoniaku z dusíku a vodíku má formu:

Tato reakce je exotermická, > 0). Reakce probíhá se snižováním počtu molů reagujících částic a počtu molů plynných látek, což vede systém z méně stabilního stavu do stabilnějšího, entropie klesá,< 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:

Problém 339.
Pro kterou reakci, přímou nebo reverzní, je aktivační energie větší, pokud přímá reakce uvolňuje teplo?
Řešení:
Rozdíl mezi aktivačními energiemi dopředné a zpětné reakce je roven tepelnému efektu: H = E a(rev.) - E a(rev.) . K této reakci dochází za uvolnění tepla, tzn. je exotermický,< 0 Исходя из этого, энергия активации прямой реакции имеет меньшее значение, чем энергия активации обратной реакции:
E a (např.)< Е а(обр.) .

Odpovědět: E a (např.)< Е а(обр.) .

Problém 340.
Kolikrát se zvýší rychlost reakce probíhající při 298 K, pokud se její aktivační energie sníží o 4 kJ/mol?
Řešení:
Označme pokles aktivační energie o Ea a konstanty reakční rychlosti před a po poklesu aktivační energie o k a k." Pomocí Arrheniusovy rovnice získáme:

E a - aktivační energie, k a k" - konstanty reakční rychlosti, T - teplota v K (298).
Dosazením dat problému do poslední rovnice a vyjádřením aktivační energie v joulech vypočítáme nárůst reakční rychlosti:

Odpovědět: 5 krát.

Úkol č. 1. Interakce s volným kyslíkem vede ke vzniku vysoce toxického oxidu dusičitého / /, tato reakce sice za fyziologických podmínek probíhá pomalu a při nízkých koncentracích nehraje významnou roli při toxickém poškození buněk, nicméně patogenní účinky prudce narůstají s jeho nadvýroba. Určete, kolikrát se zvýší rychlost interakce oxidu dusíku (II) s kyslíkem, když se tlak ve směsi výchozích plynů zdvojnásobí, je-li rychlost reakce popsaný rovnicí ?

Řešení.

1. Zdvojnásobení tlaku je ekvivalentní zdvojnásobení koncentrace ( S) A . Proto míry interakce odpovídají a budou mít v souladu se zákonem hromadné akce výrazy: A

Odpovědět. Rychlost reakce se zvýší 8krát.

Úkol č. 2. Má se za to, že koncentrace chloru (nazelenalý plyn se štiplavým zápachem) ve vzduchu nad 25 ppm je životu a zdraví nebezpečná, ale existují důkazy, že pokud se pacient zotavil z akutní těžké otravy tímto plynem, může dojít k vyléčení chloru, který je viditelný a může být poškozen. pak nejsou pozorovány žádné reziduální účinky. Určete, jak se změní rychlost reakce probíhající v plynné fázi, pokud zvýšíte 3krát: koncentrace, koncentrace, 3) tlak / /?

Řešení.

1. Označíme-li koncentrace resp. a , pak výraz pro rychlost reakce bude mít tvar: .

2. Po trojnásobném zvýšení koncentrací budou stejné pro a pro . Proto výraz pro rychlost reakce bude mít tvar: 1) 2)

3. Zvýšení tlaku tedy zvyšuje koncentraci plynných reaktantů o stejné množství

4. Zvýšení reakční rychlosti vzhledem k počáteční je určeno poměrem, respektive: 1) , 2) , 3) .

Odpovědět. Rychlost reakce se zvýší: 1) , 2) , 3) ​​krát.

Problém č. 3. Jak se změní rychlost interakce výchozích látek při změně teploty z na, je-li teplotní koeficient reakce 2,5?

Řešení.

1. Teplotní koeficient ukazuje, jak se mění reakční rychlost s každou změnou teploty (van't Hoffovo pravidlo): .

2. Pokud je změna teploty: , pak s přihlédnutím k tomu, že , získáme: . Odtud, .

3. Pomocí tabulky antilogaritmů zjistíme: .

Odpovědět. Při změně teploty (tj. zvýšení) se rychlost zvýší 67,7krát.

Problém č. 4. Vypočítejte teplotní koeficient rychlosti reakce s vědomím, že rychlost se zvyšuje faktorem 128 s rostoucí teplotou.

Řešení.

1. Závislost rychlosti chemické reakce na teplotě vyjadřuje empirické van’t Hoffovo pravidlo:

.Řešením rovnice pro , najdeme: , . Proto = 2

Odpovědět. =2.

Problém č. 5. Pro jednu z reakcí byly stanoveny dvě rychlostní konstanty: při 0,00670 a při 0,06857. Určete rychlostní konstantu pro stejnou reakci při .

Řešení.

1. Na základě dvou hodnot reakčních rychlostních konstant pomocí Arrheniovy rovnice určíme aktivační energii reakce: . Pro tento případ: Odtud: J/mol.

2. Vypočítejte reakční rychlostní konstantu v , s použitím rychlostní konstanty at a Arrheniovy rovnice ve výpočtech: . Pro tento případ: a s ohledem na skutečnost, že: , dostaneme: . Proto,

Odpovědět.

Výpočet chemické rovnovážné konstanty a určení směru rovnovážného posunu pomocí Le Chatelierova principu .

Úkol č. 6. Oxid uhličitý / / na rozdíl od oxidu uhelnatého / / nenarušuje fyziologické funkce a anatomickou integritu živého organismu a jejich dusivý účinek je způsoben pouze přítomností ve vysokých koncentracích a snížením procenta kyslíku ve vdechovaném vzduchu. Čemu se to rovná reakční rovnovážná konstanta / /: při teplotě vyjádřené pomocí: a) parciálních tlaků reagujících látek; b) jejich molární koncentrace při vědomí, že složení rovnovážné směsi je vyjádřeno objemovými zlomky: , a , a celkový tlak v soustavě je Pa?

Řešení.

1. Parciální tlak plynu se rovná celkovému tlaku vynásobenému objemovým podílem plynu ve směsi, proto:

2. Dosazením těchto hodnot do výrazu pro rovnovážnou konstantu získáme:

3. Vztah mezi a je stanoven na základě Mendělejevovy-Clapeyronovy rovnice pro ideální plyny a je vyjádřen rovností: , kde je rozdíl mezi počtem molů plynných reakčních produktů a plynných výchozích látek. Pro tuto reakci: . Pak: .

Odpovědět. Pa. .

Úkol č. 7. Jakým směrem se posune rovnováha v následujících reakcích:

3. ;

a) s rostoucí teplotou, b) s klesajícím tlakem, c) s rostoucí koncentrací vodíku?

Řešení.

1. Chemická rovnováha v systému je ustavena při konstantních vnějších parametrech (atd.). Pokud se tyto parametry změní, pak systém opustí stav rovnováhy a začne převládat přímá (doprava) nebo zpětná reakce (doleva). Vliv různých faktorů na posun rovnováhy se odráží v Le Chatelierově principu.

2. Uvažujme vliv na výše uvedené reakce všech 3 faktorů ovlivňujících chemickou rovnováhu.

a) S rostoucí teplotou se rovnováha posouvá směrem k endotermické reakci, tzn. reakce, ke které dochází při absorpci tepla. 1. a 3. reakce jsou exotermické / /, proto se s rostoucí teplotou bude rovnováha posouvat směrem k reverzní reakci a ve 2. reakci / / - k přímé reakci.

b) S klesajícím tlakem se rovnováha posouvá směrem k nárůstu počtu molů plynů, tzn. směrem k většímu tlaku. V 1. a 3. reakci bude mít levá a pravá strana rovnice stejný počet molů plynů (2-2 a 1-1, v tomto pořadí). Proto ta změna tlaku nezpůsobí posuny v rovnováze v systému. Ve 2. reakci jsou 4 moly plynů na levé straně a 2 moly na pravé straně, proto se při poklesu tlaku rovnováha posune směrem k reverzní reakci.

PROTI) S rostoucí koncentrací reakčních složek se rovnováha posouvá směrem k jejich spotřebě. Při první reakci je v produktech přítomen vodík a zvýšení jeho koncentrace posílí reverzní reakci, při které se spotřebovává. Ve 2. a 3. reakci je vodík mezi výchozími látkami, takže zvýšení jeho koncentrace posouvá rovnováhu směrem k reakci, ke které dochází při spotřebě vodíku.

Odpovědět.

a) S rostoucí teplotou se bude rovnováha v reakcích 1 a 3 posouvat doleva a v reakci 2 doprava.

b) Reakce 1 a 3 nebudou ovlivněny poklesem tlaku, ale v reakci 2 se rovnováha posune doleva.

c) Zvýšení teploty v reakcích 2 a 3 bude mít za následek posun rovnováhy doprava a v reakci 1 doleva.

1.2. Situační úkoly č. 7 až 21 ke konsolidaci materiálu (provádí se v protokolovém sešitu).

Úkol č. 8. Jak se změní rychlost oxidace glukózy v těle, když teplota klesne z na, pokud je teplotní koeficient rychlosti reakce 4?

Problém č. 9.Pomocí přibližného Van't Hoffova pravidla vypočítejte, o kolik je třeba zvýšit teplotu, aby se rychlost reakce zvýšila 80krát? Vezměte teplotní rychlostní koeficient rovný 3.

Úkol č. 10. K praktickému zastavení reakce se používá rychlé ochlazení reakční směsi („reaction zmrazení“). Určete, kolikrát se změní reakční rychlost, když se reakční směs ochladí ze 40 na , je-li teplotní koeficient reakce 2,7.

Úkol č. 11. Izotop používaný k léčbě některých nádorů má poločas rozpadu 8,1 dne. Po jaké době se obsah radioaktivního jódu v těle pacienta sníží 5krát?

Úkol č. 12. Hydrolýza některého syntetického hormonu (farmaceutika) je reakcí prvního řádu s rychlostní konstantou 0,25 (). Jak se změní koncentrace tohoto hormonu po 2 měsících?

Úkol č. 13. Radioaktivní poločas rozpadu je 5600 let. V živém organismu se díky metabolismu udržuje konstantní množství. V pozůstatcích mamuta byl obsah stejný jako originál. Určit, kdy žil mamut?

Problém č. 14. Poločas rozpadu insekticidu (pesticidu používaného k hubení hmyzu) je 6 měsíců. Jeho určité množství se dostalo do nádrže, kde byla zjištěna koncentrace mol/l. Jak dlouho bude trvat, než koncentrace insekticidu klesne na úroveň mol/l?

Úkol č. 15. Tuky a sacharidy oxidují znatelnou rychlostí při teplotě 450 - 500 ° a v živých organismech - při teplotě 36 - 40 °. Jaký je důvod prudkého poklesu teploty potřebné k oxidaci?

Problém č. 16. Peroxid vodíku se ve vodných roztocích rozkládá na kyslík a vodu. Reakci urychluje jak anorganický katalyzátor (iont), tak bioorganický katalyzátor (enzym kataláza). Aktivační energie reakce v nepřítomnosti katalyzátoru je 75,4 kJ/mol. Ion jej snižuje na 42 kJ/mol a enzym kataláza - na 2 kJ/mol. Vypočítejte poměr rychlostí reakce v nepřítomnosti katalyzátoru v přítomnosti katalázy. Jaký závěr lze vyvodit o aktivitě enzymu? Reakce probíhá při teplotě 27 °C.

Problém č. 17 Konstanta rychlosti rozpadu penicilinu pro vysílačku J/mol.

1.3. Kontrolní otázky

1. Vysvětlete, co znamenají pojmy: rychlost reakce, rychlostní konstanta?

2. Jak jsou vyjádřeny průměrné a skutečné rychlosti chemických reakcí?

3. Proč má smysl mluvit o rychlosti chemických reakcí pouze pro daný časový okamžik?

4. Formulujte definici vratné a nevratné reakce.

5. Definujte zákon hromadné akce. Odráží se v rovnostech vyjadřujících tento zákon závislost rychlosti reakce na povaze reaktantů?

6. Jak závisí rychlost reakce na teplotě? Jak se nazývá aktivační energie? Co jsou aktivní molekuly?

7. Na jakých faktorech závisí rychlost homogenních a heterogenních reakcí? Dát příklad.

8. Jaké je pořadí a molekulová hmotnost chemických reakcí? V jakých případech se neshodují?

9. Jaké látky se nazývají katalyzátory? Jaký je mechanismus urychlovacího působení katalyzátoru?

10. Co je pojem „otrava katalyzátorem“? Jaké látky se nazývají inhibitory?

11. Co se nazývá chemická rovnováha? Proč se tomu říká dynamický? Jaké koncentrace reaktantů se nazývají rovnovážné?

12. Co se nazývá chemická rovnovážná konstanta? Záleží na povaze reagujících látek, jejich koncentraci, teplotě, tlaku? Jaké jsou vlastnosti matematického zápisu pro rovnovážnou konstantu v heterogenních systémech?

13. Jaká je farmakokinetika léků?

14. Procesy probíhající s lék v těle, jsou kvantitativně charakterizovány řadou farmakokinetických parametrů. Dejte ty hlavní.

Nárůst rychlosti reakce s rostoucí teplotou je obvykle charakterizován teplotním koeficientem reakční rychlosti, číslem, které ukazuje, kolikrát se rychlost dané reakce zvýší, když se teplota systému zvýší o 10 °C. Teplotní koeficient různých reakcí je různý. Při běžných teplotách se jeho hodnota pro většinu reakcí pohybuje od 2 do 4.

Teplotní koeficient se určuje podle tzv. „van't Hoffova pravidla“, které je matematicky vyjádřeno rovnicí

proti 2 /proti 1 = g ( T 2 – T 1)/10 ,

Kde proti 1 a proti 2 – reakční rychlosti při teplotách T 1 a T 2; g je teplotní koeficient reakce.

Takže například když g = 2, tak kdy T 2 - T 1 = 50 °C proti 2 /proti 1 = 2 5 = 32, tzn. reakce se zrychlila 32x a toto zrychlení nijak nezávisí na absolutních hodnotách T 1 a T 2, ale pouze na jejich rozdíl.

Aktivační energie, rozdíl mezi průměrnou energií částic (molekul, radikálů, iontů atd.) vstupujících do elementárního aktu chemické reakce a průměrnou energií všech částic v reagujícím systému. Pro různé chemické reakce E.a. se velmi liší - od několika do ~ 10 j./mol. Pro stejnou chemickou reakci je hodnota E.a. závisí na typu distribučních funkcí molekul podle energií jejich translačního pohybu a vnitřních stupňů volnosti (elektronické, vibrační, rotační). Jako statistická hodnota E.a. by měla být odlišena od prahové energie nebo energetické bariéry, což je minimální energie, kterou musí mít jeden pár srážejících se částic, aby došlo k dané elementární reakci.

Arrheniova rovnice, teplotní závislost rychlostní konstanty Na elementární chemie reakce:

kde A je preexponenciální faktor (dimenze se shoduje s dimenzí k), E a- aktivační energie, obvykle beroucí pozitivní. hodnoty, T-abs. teplota, k-Boltzmannova konstanta. Je zvykem dávat E a ne na molekulu. a počtem částic N A= 6,02*1023 (Avogadrova konstanta) a vyjádřeno v kJ/mol; v těchto případech v Arrheniově rovnici hodnotu k nahrazena plynovou konstantou R. Graf 1k versus 1 /kT(Arrhenius plot) – přímka, jejíž negativní sklon je určen aktivační energií E a a charakterizuje pozitivně. teplotní závislost Na.

Katalyzátor- chemická látka, která urychluje reakci, ale není součástí reakčních produktů. Množství katalyzátoru se na rozdíl od jiných činidel po reakci nemění. Je důležité pochopit, že do reakce je zapojen katalyzátor. Poskytování rychlejší cesty pro reakci, katalyzátor reaguje s výchozím materiálem, výsledný meziprodukt prochází transformacemi a je nakonec rozdělen na produkt a katalyzátor. Katalyzátor poté znovu reaguje s výchozím materiálem a tento katalytický cyklus nastává mnohokrát (až milionkrát) [ zdroj?] se opakuje.

Katalyzátory se dělí na homogenní A heterogenní. Homogenní katalyzátor je ve stejné fázi s reagujícími látkami, heterogenní katalyzátor tvoří nezávislou fázi, oddělenou rozhraním od fáze, ve které se nacházejí reagující látky. Typickými homogenními katalyzátory jsou kyseliny a zásady. Jako heterogenní katalyzátory se používají kovy, jejich oxidy a sulfidy.

Reakce stejného typu mohou probíhat jak s homogenními, tak s heterogenními katalyzátory. Spolu s kyselými roztoky se tedy používají pevný Al 2 O 3, TiO 2, ThO 2, hlinitokřemičitany a zeolity s kyselými vlastnostmi. Heterogenní katalyzátory se základními vlastnostmi: CaO, BaO, MgO.

Heterogenní katalyzátory mají zpravidla vysoce vyvinutý povrch, pro který jsou distribuovány na inertním nosiči (silikagel, oxid hlinitý, aktivní uhlí atd.).

Pro každý typ reakce jsou účinné pouze určité katalyzátory. Kromě již zmíněných acidobazická, existují katalyzátory oxidačně-redukce; jsou charakterizovány přítomností přechodného kovu nebo jeho sloučeniny (Co +3, V 2 O 5 + MoO 3). V tomto případě se katalýza provádí změnou oxidačního stavu přechodného kovu.

Disperzní systém- jedná se o útvary dvou nebo více fází (těles), které jsou zcela nebo prakticky nemísitelné a vzájemně chemicky nereagují. První z látek ( dispergovaná fáze) jemně rozptýlené ve druhém ( disperzní médium). Pokud existuje více fází, lze je od sebe fyzicky oddělit (odstředivka, separace atd.).

Typickými dispergovanými systémy jsou koloidní roztoky nebo soly. Dispergované systémy také zahrnují případ pevného dispergovaného média, ve kterém je dispergovaná fáze umístěna.

Nejobecnější klasifikace disperzních systémů je založena na rozdílu ve stavu agregace disperzního prostředí a disperzní fáze. Kombinace tří typů stavu agregace umožňují rozlišit devět typů rozptýlených systémů. Pro stručnost se obvykle označují zlomkem, jehož čitatel udává dispergovanou fázi a jmenovatel udává disperzní prostředí, např. pro systém „plyn v kapalině“ je akceptováno označení G/L.

Koloidní roztoky. Koloidní stav je charakteristický pro mnoho látek, pokud jejich částice mají velikost od 1 do 500 nm. Je snadné ukázat, že celkový povrch těchto částic je obrovský. Pokud předpokládáme, že částice mají tvar koule o průměru 10 nm, pak s celkovým objemem těchto částice 1 cm 3 budou mít

plocha je cca 10 m2. Jak již bylo uvedeno dříve, povrchová vrstva se vyznačuje povrchovou energií a schopností adsorbovat určité částice, včetně iontů

z řešení. Charakteristický rys koloidních částic je přítomnost náboje na jejich povrchu v důsledku selektivní adsorpce iontů. Koloidní částice má složitou strukturu. Zahrnuje jádro, adsorbované ionty, protiionty a rozpouštědlo. Existují lyofilní (průvodce.

korofilní) koloidy, ve kterých rozpouštědlo interaguje s jádry částic, polyfobní (hydrofobní) koloidy, ve kterých rozpouštědlo neinteraguje s jádry

částice. Rozpouštědlo je obsaženo v kompozici hydrofobních částic pouze jako solvatační obal adsorbovaných iontů nebo v přítomnosti stabilizátorů (surfaktantů), které mají lyofobní a lyofilní části.

Zde je několik příkladů koloidních částic:

Jak. je vidět, že jádro sestává z elektricky neutrálního agregátu částic s adsorbovanými ionty prvků, které tvoří jádro (v těchto příkladech ionty Ag +, HS-, Fe 3+). Kromě jádra má koloidní částice protiionty a molekuly rozpouštědla. Adsorbované ionty a protiionty s rozpouštědlem tvoří adsorbovanou vrstvu. Celkový náboj částice se rovná rozdílu nábojů adsorbovaných iontů a protiiontů. Kolem částic jsou difúzní vrstvy iontů, jejichž náboj je stejný jako náboj koloidní částice. Koloidní částice a difúzní vrstvy tvoří elektricky neutrální micelu

Micely(zdrobnělina z lat. slída- částice, zrno) - částice v koloidních systémech se skládají z velmi malého jádra nerozpustného v daném médiu, obklopeného stabilizačním obalem z adsorbovaných iontů a molekul rozpouštědla. Například micela sulfidu arsenu má strukturu:

((As 2 S 3) m nHS − (n-x)H+) X- xH +

Průměrná velikost micel je od 10-5 do 10-7 cm.

Koagulace- rozdělení koloidního roztoku na dvě fáze - rozpouštědlo a želatinová hmota, případně zahuštění roztoku v důsledku zvětšení částic rozpuštěné látky

Peptizace je proces přechodu koloidního sedimentu nebo gelu na koloidní roztok působením kapaliny nebo látek do něj přidaných, které jsou sedimentem nebo gelem dobře adsorbovány, v tomto případě nazývané peptizéry (například peptizace tuků pod vliv žluči).
Peptizace je oddělování agregátů gelových částic (rosolu) nebo sypkých sedimentů pod vlivem určitých látek - peptizérů po koagulaci koloidních roztoků. V důsledku peptizace se sediment (nebo gel) suspenduje.

ŘEŠENÍ, jednofázové systémy sestávající ze dvou nebo více komponent. Podle stavu agregace mohou být roztoky pevné, kapalné nebo plynné.

Rozpustnost, schopnost látky tvořit homogenní směsi s jinou látkou (nebo látkami) s rozptýleným rozložením složek (viz Roztoky). Typicky je rozpouštědlem látka, která čistá forma existuje ve stejném stavu agregace jako výsledné řešení. Pokud byly před rozpuštěním obě látky ve stejném stavu agregace, považuje se za rozpouštědlo látka přítomná ve směsi ve výrazně větším množství.

Rozpustnost je určena fyzikální a chemickou afinitou molekul rozpouštědla a rozpuštěné látky, energetickým poměrem a interakcí homogenních a nepodobných složek roztoku. Podobné fyzikální sloučeniny jsou zpravidla vzájemně vysoce rozpustné. a chem. vlastnosti látky (empirické pravidlo „podobné se rozpouští v podobném“). Dobře rozpustné jsou zejména látky skládající se z polárních molekul a látky s iontovým typem vazby. v polárních rozpouštědlech (voda, ethanol, kapalný amoniak) a nepolární látky jsou dobře rozpustné. v nepolárních rozpouštědlech (benzen, sirouhlík).

Rozpustnost dané látky závisí na teplotě a tlak odpovídá obecný princip posunutí rovnováhy (viz princip Le Chatelier-Brown). Koncentrace nasyceného roztoku za daných podmínek číselně určuje R. látky v daném rozpouštědle a také se nazývá. rozpustnost. Přesycené roztoky obsahují větší množství rozpuštěné látky, než odpovídá její rozpustnosti, existence přesycených roztoků je dána kinetikou. potíže s krystalizací (viz Vznik nové fáze). K charakterizaci rozpustnosti špatně rozpustných látek se používá součin aktivit PA (u roztoků blízkých svými vlastnostmi ideálu - součin rozpustnosti PR).