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

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

a) Vzhledem k tomu, že rychlost chemické reakce při dané teplotě je nepřímo úměrná délce jejího průběhu, dosadíme údaje uvedené v podmínce úlohy do vzorce, který kvantitativně vyjadřuje van't Hoffovo pravidlo, dostaneme :

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

Odpovědět: a) při 200 0 С t2 = 9,8 s; b) při 80 0 С t3 = 162 h 1 min 16 s.

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

a) Když je jeden katalyzátor nahrazen jiným, rychlost dané chemické reakce se změní, nebo se zvýší. Je-li použit katalyzátor, rychlost chemické reakce se zvýší, pak se v souladu s tím také zvýší hodnota konstanty reakční rychlosti. Ke změně hodnoty konstanty reakční rychlosti také dojde, když je jeden katalyzátor nahrazen jiným, což zvýší nebo sníží rychlost této reakce vzhledem k původnímu katalyzátoru.

b) Když se změní koncentrace reaktantů, změní se hodnoty reakční rychlosti a 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, respektive jejím snížením nebo zvýšením. Katalyzátory snižují aktivační energii, zatímco inhibitory ji snižují.

Změna aktivační energie tedy vede ke změně reakční rychlosti, nikoli však ke změně reakčního tepla. Tepelný účinek reakce je konstantní hodnota a nezávisí na změně aktivační energie pro danou reakci. Například reakce pro tvorbu amoniaku z dusíku a vodíku je:

Tato reakce je exotermická, > 0). Reakce probíhá se snižováním počtu molů reagujících částic a počtu molů plynných látek, čímž se systém dostává 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 probíhá s uvolňováním tepla?
Řešení:
Rozdíl mezi aktivačními energiemi přímých a reverzních reakcí se rovná tepelnému efektu: H \u003d E a (pr.) - E a (arr.) . Tato reakce probíhá za uvolňování 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 Ea a rychlostní konstanty reakce před a po poklesu aktivační energie k a k. Pomocí Arrheniovy rovnice získáme:

Ea je aktivační energie, k a k" jsou konstanty reakční rychlosti, T je teplota v K (298).
Dosazením dat úlohy do poslední rovnice a vyjádřením aktivační energie v joulech vypočítáme nárůst reakční rychlosti:

Odpovědět: 5 krát.

Van't Hoffovo pravidlo:

když teplota stoupne o 10 stupňů, rychlost homogenní chemické reakce se zvýší 2-4krát.

kde V2 je rychlost reakce při teplotě T2, V1 je rychlost reakce při teplotě T1, je teplotní koeficient reakce (pokud je například roven 2, pak se rychlost reakce při zvýšení teploty zvýší dvakrát o 10 stupňů).

Z van't Hoffovy rovnice teplotní koeficient vypočítá se podle vzorce:

Teorie aktivních srážek zobecňuje zákonitosti závislost rychlosti chem.r-a na teplotě:

1. Ne všechny molekuly mohou reagovat, ale pouze ty ve speciálním aktivním stavu

2.K aktivaci molekuly dochází v důsledku biomolekulární srážky.

3. Při srážce částic o přibližně stejném množství energie dochází k jejímu přerozdělení, v důsledku čehož energie jedné z molekul dosáhne hodnoty odpovídající aktivační energii.

4. Vliv teploty na rychlost reakce: posun v rovnováze mezi běžnými a aktivními molekulami směrem ke zvýšení koncentrace prvních.

Energetický profil reakce (zákres potenciální energie versus souřadnice reakce)

Aktivační energie Ea- minimální dodatečná energie, která musí být molekule předána nad její průměrnou hodnotu, aby se vytvořila chem. interakce.

Arrheniova rovnice stanovuje závislost rychlostní konstanty chemické reakce k na teplotě T.

Zde A charakterizuje četnost srážek reagujících molekul, R je univerzální plynová konstanta.

7. Katalýza. Homogenní a heterogenní katalýza. Vlastnosti katalytické aktivity enzymů. Katalýza- změna rychlosti chemické reakce v přítomnosti látek, které po ukončení reakce zůstávají nezměněny ve formě a množství. Zvýšení rychlosti reakce se nazývá pozitivní katalýza, snížit - negativní katalýza (nebo inhibice). Katalyzátory jmenovat látky, které způsobují pozitivní katalýzu; látky, které zpomalují reakce inhibitory. Rozlišujte mezi homogenní a heterogenní katalýzou. Urychlení reakce disproporcionace peroxidu vodíku ve vodném roztoku za přítomnosti dichromanových iontů je příkladem homogenní katalýzy (katalyzátor tvoří s reakční směsí jednu fázi) a za přítomnosti oxidu manganičitého je příkladem heterogenní katalýzy (vodný roztok peroxid vodíku-kapalná fáze, oxid manganatý - pevná látka). Katalyzátory biochemických reakcí jsou proteinové povahy a jsou tzv enzymy. Enzymy se od konvenčních katalyzátorů liší v mnoha ohledech: 1) mají mnohem vyšší katalytickou účinnost; 2) vysoká specificita, tzn. selektivita působení; 3) mnoho enzymů vykazuje katalytickou aktivitu s ohledem pouze na jeden substrát; 4) enzymy vykazují maximální účinnost pouze za mírných podmínek, vyznačujících se malým rozsahem teplot a hodnot pH Aktivita enzymu = reakční rychlost nultého řádu. 8. Chemická bilance. Reverzibilní a nevratný ve směru reakce. Chemická rovnováha: dynamický stav, ve kterém jsou rychlosti dopředné a zpětné reakce stejné. Rovnovážná konstanta: při konstantní vnější podmínky v rovnováze je poměr součinu koncentrací produktu k součinu koncentrací reaktantů, při zohlednění stechiometrie, konstantní hodnotou, nezávislou na chemické složení systémy. Kc souvisí s Gibbsovým standardem E: Le Chatelierův princip: dopad nějakého faktoru (t, c, p) na rovnovážný systém stimuluje posun rovnováhy takovým směrem, který přispívá k obnově výchozích charakteristik systému. Podmínky termodynamické rovnováhy: G 2 -G 1 \u003d 0S 2 -S 1 \u003d 0 Reverzibilní p-tion: za těchto podmínek samovolně proudí jak vpřed, tak v opačném směru .Projděte si podmínky: - Málo rozpustná sraženina - plyn - nízkodisociující látka (voda) - stabilní komplexní sloučenina Nenávratný okres: za daných podmínek proudí jedním směrem. Poloha chemické rovnováhy závisí na následujících parametrech reakce: teplotě, tlaku a koncentraci. Podléhá vlivu těchto faktorů na chemickou reakci vzory, které v obecné rovině vyjádřil v roce 1884 francouzský vědec Le Chatelier. Moderní formulace Le Chatelierova principu je následující:

9. Role vody a roztoků v životě. Termodynamika rozpouštění.Řešení je homogenní systém proměnlivého složení dvou nebo více látek v rovnovážném stavu. Klasifikace: 1) vážit(hrubě disperzní systém): suspenze (pevné látky v kapalině) a emulze (kapalina v kapalině) 2) koloidy, soly(jemně disperzní systémy). Hodnota řešení v životě: mnoho chemických procesů probíhá pouze tehdy, jsou-li látky, které se jich účastní, v rozpuštěném stavu. Nejdůležitější biologické tekutiny (krev, lymfa, moč, sliny, pot) jsou roztoky solí, bílkovin, sacharidů, lipidů ve vodě. Asimilace potravy je spojena s přechodem živin do rozpuštěného stavu. Biochemické reakce v živých organismech probíhají v roztocích. Biofluidy se podílejí na transportu živin (tuků, aminokyselin, kyslíku), léků do orgánů a tkání a také na vylučování metabolitů z těla. V kapalných médiích těla je stálost kyselosti, koncentrace solí a organická hmota(koncentrační homeostáza). Nejběžnějším rozpouštědlem na naší planetě je voda. Vlastnosti vody: svou tepelnou kapacitou předčí všechny látky; anomální chování při chlazení – voda kondenzuje, začíná klesat, pak stoupá (všechny ostatní látky klesají při zhutňování); může sublimovat (sublimace vody) - sublimace (za určitých podmínek se led může proměnit v páru, aniž by se předtím proměnil v tekutá voda, tj. bez tání) voda rozpouští všechny látky (otázkou je pouze kolik?); vysoká dielektrická konstanta vody (hodnota ukazující, kolikrát je interakční síla mezi dvěma náboji v dané látce menší než ve vakuu); vysoká kritická teplota; voda je amfolyt (ne kyselý, ne zásaditý); podílí se na tvorbě polymerních struktur těla (bílkoviny, lipidy ...); základ membránového transportu. Rozpouštěcí termodynamika: podle 2. termodynamického zákona při p, T=konst látky se mohou samovolně rozpouštět v jakémkoli rozpouštědle, pokud v důsledku tohoto procesu klesá Gibbsova energie systému, tzn. . G=(H - T S)<0 . (H- entalpický faktor, T S je entropický faktor rozpouštění). Při rozpouštění kapalných a pevných látek S>0. Rozpouštění plynů v kapalině S<0. Změna entalpie je algebraický součet změny entalpie H cr v důsledku destrukce krystalové mřížky a změny entalpie H sol v důsledku solvatace částicemi rozpouštědla H sol = H kr + H Sol . Při rozpouštění plynů entalpie H cr = 0, protože není třeba vynakládat energii na zničení krystalové mřížky. Během rozpouštění se může měnit entropie i entalpie. 10 . Ideální řešení- entalpie míchání je 0 (homogenní směsi uhlovodíků; hypotetické řešení, kde je rovnost všech sil mezimolekulární interakce.) Konstanta rozpustnosti nebo PR- jedná se o součin koncentrací iontů těžko rozpustného elektrolytu v nasyceném roztoku při dané teplotě - konstantní hodnota BaCO 3 \u003d Ba + CO 3, Ks \u003dPodmínky rozpouštění a srážení Srážení a rozpouštění - výměnné reakce probíhající v roztoku elektrolytu ---1) Elektrolyt se vysráží, pokud je součin koncentrace jeho iontů v roztoku větší než konstanta rozpustnosti c (Ba) * c (CO 3)> Kpr 2) Jeho sraženina se rozpustí, pokud vše naopak 11. Koligativní vlastnosti roztoků. Koligativní vlastnosti roztoků- jde o jejich vlastnosti, které se za daných podmínek ukáží jako rovnocenné a nezávislé na chemické povaze rozpuštěné látky; vlastnosti roztoků, které závisí pouze na počtu kinetických jednotek a na jejich tepelném pohybu. Raoultův zákon a jeho důsledky Pára v rovnováze s kapalinou se nazývá nasycená. Tlak takové páry nad čistým rozpouštědlem (p0) se nazývá tlak nebo tlak nasycených par čistého rozpouštědla. Tenze par roztoku obsahujícího netěkavou látku je přímo úměrná molárnímu zlomku rozpouštědla v tomto roztoku: p = p0 χr-l, kde p je tlak par nad roztokem, PA; p0 je tlak par nad čistým rozpouštědlem; χp-l je molární zlomek rozpouštědla. Pro roztoky elektrolytů se používá mírně odlišný tvar rovnice, který umožňuje k němu přičteme izotonický koeficient: Δp = i p0 χv -va, kde Δp je skutečná změna tlaku ve srovnání s čistým rozpouštědlem, χv-va je molární zlomek látky v roztoku. Z Raoultova zákona jsou dva následky. Podle jednoho z nich je bod varu roztoku vyšší než bod varu rozpouštědla. To je způsobeno skutečností, že tlak nasycených par rozpouštědla nad roztokem se rovná atmosférickému tlaku (podmínka varu kapaliny) při vyšší teplotě než v případě čistého rozpouštědla. Zvýšení bodu varu Tboil je úměrné molalitě roztoku:. Tkip = Ke sm kde Ke je ebulioskopická konstanta rozpouštědla, cm je molální koncentrace druhé vyšetřování z Raoultova zákona je teplota tuhnutí (krystalizace) roztoku nižší než teplota tuhnutí (krystalizace) čistého rozpouštědla. To je způsobeno nižším tlakem par rozpouštědla nad roztokem než nad rozpouštědlem. Pokles bodu tuhnutí (krystalizace) Тzam je úměrný molalitě roztoku : Tzam = Kk cm kde Kk je kryoskopická konstanta roztoku Snížení teploty krystalizace roztoků krystalizace je rovnost tlaku nasycených par rozpouštědla nad roztokem a tlaku par nad pevným rozpouštědlem. Protože tlak par rozpouštědla nad roztokem je vždy nižší než nad čistým rozpouštědlem, bude této rovnosti vždy dosaženo při teplotě nižší, než je bod tuhnutí rozpouštědla. Oceánská voda tedy začíná mrznout při teplotě asi minus 2 °C. Rozdíl mezi teplotou krystalizace rozpouštědla a teplotou začátku krystalizace roztoku je pokles teploty krystalizace. Zvyšování bodu varu roztoků Kapalina vře při teplotě, při které se celkový tlak nasycených par rovná vnějšímu tlaku. tlak nasycených par nad roztokem při jakékoli teplotě bude nižší než nad čistým rozpouštědlem a při vyšší teplotě bude dosaženo stejné hodnoty jako jeho vnější tlak. Bod varu roztoku netěkavé látky T je tedy vždy vyšší než bod varu čistého rozpouštědla při stejném tlaku T °. Zvýšení bodu varu nekonečně zředěných roztoků netěkavých látek nezpůsobuje závisí na povaze rozpuštěné látky a je přímo úměrná molární koncentraci roztoku. Spontánní průchod rozpouštědla přes polopropustnou membránu oddělující roztok a rozpouštědlo nebo dva roztoky s různými koncentracemi rozpuštěné látky se nazývá osmóza. Osmóza je způsobena difúzí molekul rozpouštědla přes polopropustnou bariéru, která umožňuje průchod pouze molekulám rozpouštědla. Molekuly rozpouštědla difundují z rozpouštědla do roztoku nebo z méně koncentrovaného roztoku do koncentrovanějšího Osmóza je kvantitativně charakterizována osmotický tlak rovna síle na jednotku plochy povrchu a nucení molekul rozpouštědla proniknout přes semipermeabilní přepážku. Je roven tlaku kolony roztoku v osmometru s výškou h. V rovnováze vnější tlak vyrovnává osmotický tlak. V tomto případě jsou rychlosti přímých a reverzních přechodů molekul přes semipermeabilní přepážku stejné. Osmotický tlak se zvyšuje s rostoucí koncentrací rozpuštěné látky a teplotou. Van't Hoffe navrhl, že pro osmotický tlak lze použít stavovou rovnici ideálního plynu: pV = nRT nebo p = (n/V) RT odkud p = s RT, kde p je osmotický tlak (kPa), c je molární koncentrace roztoku. Osmotický tlak je přímo úměrný molární koncentraci rozpuštěné látky a teplotě. Osmóza hraje velmi důležitou roli v biologických procesech, zajišťující proudění vody do buněk a dalších struktur. Roztoky se stejným osmotickým tlakem se nazývají izotonický. Pokud je osmotický tlak vyšší než intracelulární, pak se nazývá hypertonický, pokud je nižší než intracelulární, nazývá se hypotonický. Izotonický koeficient (také van't Hoffův faktor; značí se i) je bezrozměrný parametr, který charakterizuje chování látky v roztoku. Číselně se rovná poměru hodnoty některé koligativní vlastnosti roztoku dané látky a hodnoty stejné koligativní vlastnosti neelektrolytu o stejné koncentraci při nezměněných ostatních parametrech systému. Isoosmia- relativní stálost osmotického tlaku v kapalných médiích a tkáních těla v důsledku udržování koncentrací látek v nich obsažených na této úrovni: elektrolytů, bílkovin.To je jedna z nejdůležitějších fyziologických konstant těla, za předpokladu mechanismy samoregulace (Homeostáza). HEMOlýza- zničení červených krvinek, doprovázené uvolňováním hemoglobinu z nich. Mezi fyzikální příčiny patří působení vysokých a nízkých teplot, ultrazvuk, chemické - hemolytické jedy, někt léky a další.K hemolýze může dojít při transfuzi inkompatibilní krve, zavádění hypotonických roztoků. Plazmolýza- když jsou buňky umístěny do hypertonického roztoku, voda z buněk přechází do koncentrovanějšího roztoku a je pozorováno zvrásnění buněk.

Základy teorie roztoků elektrolytů. Silné a slabé elektrolyty. Ionizační konstanta slabého elektrolytu. Ostwaldův šlechtitelský zákon. Iontová síla roztoku. Aktivita a aktivitní koeficient iontů. Elektrolyty v těle, sliny jako elektrolyt.

elektrolyty- Jedná se o látky s iontovými nebo vysoce polárními kovalentními vazbami ve vodných roztocích, které podléhají elektrolytické disociaci, jejímž výsledkem je vznik kationtů a aniontů.

Silné elektrolyty- látky schopné úplné disociace. Patří mezi ně většina solí a také některé látky molekulární struktury (HCl).

Slabé elektrolyty disociují v nepatrné míře a jejich převládající forma je molekulární (H2S, organické kyseliny).

Kvantitativně je schopnost molekulárního elektrolytu disociovat určena stupeň ionizace ( záleží na koncentraci elektrolytu ):

kde Ntot je celkový počet molekul v roztoku; N ionizace je počet molekul rozložených na ionty.

Ionizační konstanta:

Kde [A], [B] jsou rozpadlé ionty

- látka, která se nerozkládá na ionty.

Ostwaldův zákon zředění:

K= α2c/1-α,

Kde α je stupeň ionizace

C - molární koncentrace

Iontová síla roztoku:

I=0,5∑s i z i 2,

Kde c i je molární koncentrace iontu v roztoku, mol/l

z i je iontový náboj.

Iontová aktivita je jeho účinná koncentrace.

Aktivita souvisí s molární koncentrací následovně:

kde f je faktor aktivity

elektrolytů v těle: Na a Cl podílet se na udržování acidobazické rovnováhy, osmotické rovnováhy v těle. so hraje důležitou roli při stavbě kostní tkáně a zubů, při regulaci kyselosti krve a její srážlivosti, při dráždivosti svalové a nervové tkáně. NA nachází se převážně v tělesných tekutinách a měkkých tkání, kde je nezbytný prvek udržovat osmotický tlak, regulovat pH krve. mg je kofaktorem mnoha enzymatických reakcí, je nezbytný ve všech fázích syntézy proteinů. v živých organismech Fe je důležitým stopovým prvkem, který katalyzuje procesy výměny kyslíku. spol je součástí vitaminu B 12, podílí se na krvetvorbě, funkcí nervový systém a jater, enzymatické reakce. Zn nezbytný pro metabolismus vitaminu E, podílí se na syntéze různých anabolických hormonů v těle, včetně inzulínu, testosteronu a růstového hormonu. Mn ovlivňuje růst, krvetvorbu a funkci gonád.

Sliny jako elektrolyt je komplexní biochemické prostředí. Počet iontů H + a OH "určuje pH slin, které je běžně 6,9. Hodnota pH se mění v závislosti na charakteru patologického procesu v dutině ústní. U infekčních onemocnění je tedy reakce slin kyselá. Sliny obsahují anionty chloru z anorganických látek, brom, jód, fluor. Fosfát, anionty fluoru přispívají ke zvýšení elektrochemických potenciálů, anion chloru - k přenosu iontových nábojů a jsou depolarizátorem (faktor urychlující anodické a katodické procesy). Ve slinách se stanovují stopové prvky: železo, měď, stříbro, mangan, hliník a další - a makroživiny: vápník, draslík, sodík, hořčík, fosfor.

Rychlost většiny chemických reakcí se zvyšuje s rostoucí teplotou. Protože koncentrace reaktantů je prakticky nezávislá na teplotě, v souladu s kinetickou rovnicí reakce je hlavní vliv teploty na rychlost reakce prostřednictvím změny konstanty rychlosti reakce. S rostoucí teplotou se zvyšuje energie srážejících se částic a zvyšuje se pravděpodobnost, že při srážce dojde k chemické přeměně.

Závislost rychlosti reakce na teplotě lze charakterizovat hodnotou teplotního koeficientu.

Experimentální údaje o vlivu teploty na rychlost mnoha chemických reakcí při běžných teplotách (273–373 K) v malém teplotním rozsahu ukázaly, že zvýšení teploty o 10 stupňů zvyšuje rychlost reakce 2–4krát (van 't Hoffovo pravidlo).

Podle van't Hoffa teplotní koeficient rychlostní konstanty(Van't Hoffův koeficient)je zvýšení rychlosti reakce se zvýšením teploty o 10stupně.

(4.63)

kde a jsou rychlostní konstanty při teplotách a ; je teplotní koeficient rychlosti reakce.

Když teplota stoupne na n desítek stupňů, bude poměr rychlostních konstant roven

Kde n může být buď celé číslo, nebo zlomkové číslo.

Van't Hoffovo pravidlo je přibližné pravidlo. Je použitelný v úzkém teplotním rozsahu, protože teplotní koeficient se mění s teplotou.

Přesnější závislost rychlostní konstanty reakce na teplotě vyjadřuje semiempirická Arrheniova rovnice

kde A je preexponenciální faktor, který nezávisí na teplotě, ale je určen pouze typem reakce; E - aktivační energie chemické reakce. Aktivační energie může být reprezentována jako určitá prahová energie, která charakterizuje výšku energetické bariéry na reakční dráze. Aktivační energie také nezávisí na teplotě.

Tato závislost vznikla na konci 19. století. Nizozemský vědec Arrhenius pro elementární chemické reakce.

Přímá aktivační energie ( E 1) a obráceně ( E 2) reakce souvisí s tepelným účinkem reakce D H poměr (viz obr. 1):

E 1 – E 2=D N.

Pokud je reakce endotermická a D H> 0, tedy E 1 > E 2 a aktivační energie dopředné reakce je větší než zpětná. Pokud je reakce exotermická, pak E 1 < Е 2 .

Arrheniovu rovnici (101) v diferenciálním tvaru lze napsat:

Z rovnice vyplývá, že čím větší je aktivační energie E, tím rychleji roste rychlost reakce s teplotou.

Oddělování proměnných k A T a zvažovat E konstantní hodnotu, po integraci rovnice (4.66) dostaneme:

Rýže. 5. Graf ln k–1/T.

, (4.67)

kde A je preexponenciální faktor s rozměrem rychlostní konstanty. Pokud je tato rovnice platná, pak na grafu v souřadnicích jsou experimentální body umístěny na přímce pod úhlem a k ose x a sklon () je roven , což umožňuje vypočítat aktivační energii chemické látky. reakce ze závislosti rychlostní konstanty na teplotě pomocí rovnice .

Aktivační energii chemické reakce lze pomocí rovnice vypočítat z hodnot rychlostních konstant při dvou různých teplotách

. (4.68)

Teoretické odvození Arrheniovy rovnice je provedeno pro elementární reakce. Ale zkušenost ukazuje, že naprostá většina komplexních reakcí se také řídí touto rovnicí. Pro komplexní reakce však aktivační energie a preexponenciální faktor v Arrheniově rovnici nemají jednoznačný fyzikální význam.

Arrheniova rovnice (4.67) umožňuje podat uspokojivý popis široké škály reakcí v úzkém teplotním rozmezí.

K popisu závislosti rychlosti reakce na teplotě je také použita upravená Arrheniova rovnice

, (4.69)

který již obsahuje tři parametry : A, E A n.

Rovnice (4.69) se široce používá pro reakce probíhající v roztocích. U některých reakcí se závislost rychlostní konstanty reakce na teplotě liší od závislostí uvedených výše. Například u reakcí třetího řádu rychlostní konstanta klesá s rostoucí teplotou. Při řetězových exotermických reakcích rychlostní konstanta reakce prudce roste při teplotě nad určitou mez (tepelný výbuch).

4.5.1. Příklady řešení problémů

Příklad 1 Rychlostní konstanta některé reakce se s rostoucí teplotou měnila následovně: t 1 = 20 °C;

k 1 \u003d 2,76 10-4 min. -1; t 2 \u003d 50 0 С; k 2 = 137,4 10-4 min. -1 Určete teplotní koeficient rychlostní konstanty chemické reakce.

Řešení. Van't Hoffovo pravidlo umožňuje ze vztahu vypočítat teplotní koeficient rychlostní konstanty

G n= =2 ¸ 4, kde n = = =3;

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

Příklad 2 Pomocí van't Hoffova pravidla vypočítejte, při jaké teplotě reakce skončí za 15 minut, pokud při teplotě 20 0 C trvala 120 minut. Teplotní koeficient rychlosti reakce je 3.

Řešení. Je zřejmé, že čím kratší je reakční doba ( t), tím větší je rychlostní konstanta reakce:

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

Teplota, při které reakce skončí za 15 minut, je:

20 + 1,9 × 10 \u003d 39 0 C.

Příklad 3 Rychlostní konstanta reakce zmýdelnění aceto-ethylesteru s alkalickým roztokem při teplotě 282,4 K je rovna 2,37 l 2 / mol 2 min. , a při teplotě 287,40 K se rovná 3,2 l 2 / mol 2 min. Najděte teplotu, při které je rychlostní konstanta této reakce 4?

Řešení.

1. Když známe hodnoty rychlostních konstant při dvou teplotách, můžeme najít aktivační energii reakce:

= = 40,8 kJ/mol.

2. Znalost hodnoty aktivační energie z Arrheniovy rovnice

,

Otázky a úkoly pro sebeovládání.

1. Jaké veličiny se nazývají "Arrhenius" parametry?

2. Jaké minimální množství experimentálních dat je potřeba k výpočtu aktivační energie chemické reakce?

3. Ukažte, že teplotní koeficient rychlostní konstanty závisí na teplotě.

4. Existují odchylky od Arrheniovy rovnice? Jak lze v tomto případě popsat závislost rychlostní konstanty na teplotě?

Kinetika komplexních reakcí

Reakce zpravidla neprobíhají přímou interakcí všech výchozích částic s jejich přímým přechodem na reakční produkty, ale sestávají z několika elementárních stupňů. Týká se to především reakcí, kterých se podle stechiometrické rovnice účastní více než tři částice. Ani reakce dvou nebo jedné částice však často neprobíhají jednoduchým bi- nebo monomolekulárním mechanismem, ale složitější cestou, tedy řadou elementárních stupňů.

Reakce se nazývají komplexní, pokud spotřeba výchozích látek a tvorba reakčních produktů probíhá prostřednictvím řady základních stupňů, které mohou probíhat současně nebo postupně. Některé stupně přitom probíhají za účasti látek, které nejsou výchozími látkami ani reakčními produkty (mezilátky).

Za příklad komplexní reakce můžeme považovat reakci chlorace ethylenu za vzniku dichlorethanu. Přímá interakce musí projít čtyřčlenným aktivovaným komplexem, který je spojen s překonáním vysokoenergetické bariéry. Rychlost takového procesu je nízká. Pokud se atomy v systému tvoří tak či onak (například působením světla), pak může proces probíhat podle řetězového mechanismu. Atom se snadno spojí na dvojné vazbě a vytvoří volný radikál - . Tento volný radikál může snadno odtrhnout atom z molekuly za vzniku konečného produktu - , v důsledku čehož se volný atom regeneruje.

V důsledku těchto dvou fází se jedna molekula a jedna molekula přemění na molekulu produktu - a regenerovaný atom interaguje s další molekulou ethylenu. Oba stupně mají nízkou aktivační energii a tento způsob poskytuje rychlou reakci. S přihlédnutím k možnosti rekombinace volných atomů a volných radikálů lze úplné schéma procesu zapsat jako:

Se vší rozmanitostí lze komplexní reakce redukovat na kombinaci několika typů komplexních reakcí, jmenovitě paralelní, sekvenční a sériově paralelní reakce.

Dvě fáze se nazývají postupné jestliže částice vytvořená v jednom stupni je počáteční částicí v jiném stupni. Například ve výše uvedeném schématu jsou první a druhá fáze postupné:

.

Dvě fáze se nazývají paralelní, pokud se stejné částice účastní jako počáteční v obou. Například v reakčním schématu jsou čtvrtý a pátý stupeň paralelní:

Dvě fáze se nazývají sériově paralelní pokud jsou paralelní vzhledem k jedné a sekvenční vzhledem k druhé z částic účastnících se těchto stupňů.

Příkladem sériově-paralelních kroků jsou druhý a čtvrtý krok tohoto reakčního schématu.

Charakteristické znaky toho, že reakce probíhá podle složitého mechanismu, zahrnují následující znaky:

Nesoulad pořadí reakcí a stechiometrických koeficientů;

Změna složení produktů v závislosti na teplotě, počátečních koncentracích a dalších podmínkách;

Zrychlení nebo zpomalení procesu, když se do reakční směsi přidávají malá množství látek;

Vliv materiálu a rozměrů nádoby na rychlost reakce atp.

V kinetické analýze komplexních reakcí se uplatňuje princip nezávislosti: „Pokud v systému probíhá současně několik jednoduchých reakcí, pak základní postulát chemické kinetiky platí pro každou z nich, jako by tato reakce byla jediná. Tento princip lze formulovat i takto: "Hodnota rychlostní konstanty elementární reakce nezávisí na tom, zda v daném systému probíhají současně jiné elementární reakce."

Princip nezávislosti platí pro většinu reakcí probíhajících podle složitého mechanismu, ale není univerzální, protože existují reakce, ve kterých některé jednoduché reakce ovlivňují průběh jiných (například sdružené reakce).

Důležitý při studiu složitých chemických reakcí je princip mikroreverzibilita nebo detailní bilance:

pokud v složitý proces je ustavena chemická rovnováha, pak musí být rychlosti dopředných a zpětných reakcí stejné pro každý ze základních stupňů.

Nejběžnějším případem komplexní reakce je situace, kdy reakce probíhá několika jednoduchými kroky, které probíhají různými rychlostmi. Rozdíl v rychlostech vede k tomu, že kinetiku získání reakčního produktu lze určit zákony pouze jedné reakce. Například u paralelních reakcí je rychlost celého procesu určena rychlostí nejrychlejšího stupně a u následných reakcí nejpomalejšího. Při analýze kinetiky paralelních reakcí s výrazným rozdílem konstant lze tedy zanedbat rychlost pomalého stupně a při analýze sekvenčních reakcí není nutné určovat rychlost rychlé reakce.

U postupných reakcí se nazývá nejpomalejší reakce omezující. Limitní stupeň má nejmenší rychlostní konstantu.

Pokud jsou hodnoty rychlostních konstant jednotlivých fází komplexní reakce blízké, pak je to nutné kompletní analýza celé kinetické schéma.

Zavedení pojmu rychlost určující fáze v mnoha případech zjednodušuje matematickou stránku uvažování o takových systémech a vysvětluje skutečnost, že někdy je kinetika složitých, vícestupňových reakcí dobře popsána jednoduchými rovnicemi, např. objednat.

Faktory ovlivňující průběh reakce

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 tRNA zdvojnásobí, je 1,7 minuty, molekul proteinů - 17 minut a ribozomů - 170 minut. Rychlost celkového procesu pomalého (limitního) stádia, v našem příkladu rychlost syntézy ribozomů. Přítomnost omezující reakce poskytuje vysokou spolehlivost a flexibilitu při řízení tisíců reakcí probíhajících v buňce. Stačí mít na pozoru a regulovat jen ty nejpomalejší z nich. Tento způsob řízení rychlosti vícestupňové syntézy se nazývá minimální princip. Umožňuje výrazně zjednodušit a vyrobit více spolehlivý systém buněčná autoregulace.

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

Mikroheterogenní reakce -

Molekularita reakce je určena počtem molekul, které vstupují do chemické interakce v elementárním aktu reakce. 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 jako A + B -> C nebo 2A -> C - jsou bimolekulární, například:
a) C + 02 -> CO 2; b) 2H 2 0 2 -> 2 H 2 0 + 0 2 atd.

Trimolekulární reakce jsou popsány obecnými rovnicemi typu:

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

Například: a) 2H 2 + 0 2 2 2 0; b) 2NO + H2N20 + H20.

Rychlost reakce v závislosti na molekulové hmotnosti bude vyjádřena rovnicemi: a) V = k C A - pro monomolekulární reakci; b) V \u003d až C AC in nebo c) V \u003d až C2A - pro bimolekulární reakci; d) V \u003d k C C in C e) V \u003d k C 2 A C in nebo e) V \u003d k C 3 A - pro trimolekulární reakci.

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

Často je obtížné stanovit molekulovost reakce, proto se používá formálnější znak - řád chemické reakce.

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

Pořadí reakce se nejčastěji neshoduje s molekulovostí vzhledem k tomu, že reakční mechanismus, tj. "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 charakter reakce popsána rovnicemi kinetiky nultého řádu: AgCl (TB) -> Ag + + CI", V = k C (AgCl (TB p = k " C (AgCl (ra)) - p - hustota a je konstantní hodnotou, to znamená, že rychlost rozpouštění nezávisí na množství (koncentraci) rozpuštěné látky.

2. Reakce hydrolýzy sacharózy: CO + H 2 0 -> C 6 H 12 0 6 (glukóza) + C 6 H 12 0 6 (fruktóza) je bimolekulární reakce, ale její kinetika je popsána kinetickou 1. řádu rovnice: V \u003d k * C cax , protože za experimentálních podmínek, včetně v těle, je koncentrace vody konstantní hodnotou С(Н 2 0) - konst.

3.
Rozkladná reakce peroxidu vodíku, probíhající za účasti katalyzátorů, jak anorganických iontů Fe 3+, Cu 2+ kovové platiny, tak biologických enzymů, jako je kataláza, má obecnou podobu:

2H 2 0 2 -\u003e 2H 2 0 + O e, 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 rychlosti reakce a jeho vlastnosti pro biochemické procesy.

γ je teplotní koeficient rychlosti reakce.

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 rychlostní konstanty, aktivační energie a teploty popisuje Arrheniova rovnice: k T \u003d k 0 *Ae ~ E / RT, kde k t a k 0 jsou rychlostní konstanty při teplotě T a T e 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 H + -ion reagovat s koncovou karboxylovou skupinou - COO." Ne každá srážka iontu H + s molekulou proteinu však povede k této reakci. Pouze ty srážky, které jsou přímo prováděny v některých bodech makromolekul budou účinné tzv. aktivní centra.

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

úkol č. 1. Interakce s volným kyslíkem vede ke vzniku vysoce toxického oxidu dusičitého / /, tato reakce sice probíhá za fyziologických podmínek pomalu a při nízkých koncentracích nehraje významnou roli při toxickém poškození buněk, ale patogenní účinky se prudce zvyšují s jeho hyperprodukce. Určete, kolikrát se zvýší rychlost interakce oxidu dusnatého (II) s kyslíkem, když se tlak ve směsi výchozích plynů zdvojnásobí, je-li rychlost reakce je popsána 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 se zvýší faktorem 3: koncentrace , koncentrace , 3) ​​tlak / /?

Řešení.

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

2. Po zvýšení koncentrací o faktor 3 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. Nárůst reakční rychlosti vzhledem k počáteční je určen poměrem, respektive: 1) , 2) , 3) .

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

Úkol #3. Jak se změní rychlost interakce výchozích látek se změnou teploty z na, je-li teplotní koeficient reakce 2,5?

Řešení.

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

2. Pokud je změna teploty: , pak s přihlédnutím k tomu, že , dostaneme: . Proto, .

3. Podle tabulky antilogaritmů zjistíme: .

Odpovědět. Se změnou teploty (tedy se zvýšením) se rychlost zvýší 67,7krát.

Úkol #4. Vypočítejte teplotní koeficient rychlosti reakce s vědomím, že jak teplota stoupá, rychlost se zvyšuje faktorem 128.

Řešení.

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

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

Odpovědět. =2.

Úkol číslo 5. Pro jednu z reakcí byly stanoveny dvě rychlostní konstanty: při 0,00670 a při 0,06857. Určete rychlostní konstantu stejné reakce při .

Řešení.

1. Na základě dvou hodnot konstant rychlosti reakce 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 vzhledem k tomu, že: , dostaneme: . Proto,

Odpovědět.

Výpočet chemické rovnovážné konstanty a určení směru posunu rovnováhy podle Le Chatelierova principu .

Úkol číslo 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. Co se rovná reakční rovnovážná konstanta / /: při teplotě vyjádřené jako: a) parciální tlaky reaktantů; b) jejich molární koncentrace , s vědomím, že složení rovnovážné směsi je vyjádřeno v objemových zlomcích: , a , a celkový tlak v systému je Pa?

Řešení.

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

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

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

Odpovědět. Pa. .

Úkol číslo 7. Jakým směrem se bude rovnováha posouvat v následujících reakcích:

3. ;

a) při zvýšení teploty, b) při poklesu tlaku, c) při zvýšení koncentrace vodíku?

Řešení.

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

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

a) S nárůstem teploty se rovnováha posouvá směrem k endotermické reakci, tzn. reakce, která probíhá s absorpcí tepla. 1. a 3. reakce jsou exotermické / /, proto se se zvýšením teploty bude rovnováha posouvat směrem k reverzní reakci a ve 2. reakci / / - k přímé reakci.

b) Při poklesu tlaku se rovnováha posouvá směrem k nárůstu počtu molů plynů, tzn. směrem k vyššímu 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). Takže změna tlaku nezpůsobí posuny rovnováhy v systému. Ve 2. reakci jsou 4 moly plynů na levé straně a 2 moly na pravé straně, takže s poklesem tlaku se rovnováha posune směrem k reverzní reakci.

PROTI) S nárůstem koncentrace reakčních složek se rovnováha posouvá směrem k jejich spotřebě. V 1. reakci je vodík v produktech a zvýšení jeho koncentrace posílí reverzní reakci, při které se spotřebovává. Ve 2. a 3. reakci je vodík mezi výchozími látkami, proto zvýšení jeho koncentrace posouvá rovnováhu směrem k reakci probíhající se spotřebou vodíku.

Odpovědět.

a) Se zvýšením teploty v reakcích 1 a 3 se rovnováha posune doleva a v reakci 2 doprava.

b) Reakce 1 a 3 nebudou ovlivněny poklesem tlaku a 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 №№ od 7 do 21 ke konsolidaci materiálu (provést v zápisníku protokolu).

Úkol číslo 8. Jak se změní rychlost oxidace glukózy v těle s poklesem teploty z na, pokud je teplotní koeficient rychlosti reakce 4?

Úkol číslo 9.Pomocí přibližného van't Hoffova pravidla vypočítejte, o kolik je třeba zvýšit teplotu, aby se rychlost reakce zvýšila 80krát? Vezměte teplotní koeficient rychlosti rovný 3.

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

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

Úkol číslo 12. Hydrolýza některých syntetických hormonů (farmaceutických) je reakcí prvního řádu s rychlostní konstantou 0,25 (). Jak se změní koncentrace tohoto hormonu po 2 měsících?

Úkol číslo 13. Poločas rozpadu radioaktivní látky je 5600 let. V živém organismu se díky metabolismu udržuje konstantní množství. V pozůstatcích mamuta byl obsah z originálu. Kdy žil mamut?

Úkol číslo 14. Poločas rozpadu insekticidu (pesticidu používaného k hubení hmyzu) je 6 měsíců. Určité množství se dostalo do nádrže, kde byla stanovena koncentrace mol/l. Jak dlouho trvá, než koncentrace insekticidu klesne na úroveň mol/l?

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

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

Úkol číslo 17 Konstanta rychlosti rozpadu penicilinu na vysílačce J/mol.

1.3. Kontrolní otázky

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

2. Jak se vyjadřuje průměrná a skutečná rychlost chemických reakcí?

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

4. Formulujte definici vratných a nevratných reakcí.

5. Definujte zákon hromadné akce. Odráží rovnice vyjadřující tento zákon závislost rychlosti reakce na povaze reaktantů?

6. Jak závisí rychlost reakce na teplotě? Jaká je aktivační energie? Co se stalo aktivní molekuly?

7. Jaké faktory určují rychlost homogenní a heterogenní reakce? 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 účinku katalyzátoru?

10. Co je to 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.