Reguła Van't Hoffa:

gdy temperatura wzrasta o 10 stopni, szybkość jednorodnej reakcji chemicznej wzrasta 2-4 razy.

gdzie V2 to szybkość reakcji w temperaturze T2, V1 to szybkość reakcji w temperaturze T1, - współczynnik temperatury reakcja (na przykład jeśli jest równa 2, wówczas szybkość reakcji wzrośnie 2-krotnie wraz ze wzrostem temperatury o 10 stopni).

Z równania van't Hoffa współczynnik temperatury obliczone według wzoru:

Teoria aktywnych zderzeń uogólnia prawidłowości zależność prędkości chem.r-i od temperatury:

1. Nie wszystkie cząsteczki mogą reagować, ale tylko te, które są w specjalnym stanie aktywnym

2. Aktywacja cząsteczki następuje w wyniku zderzenia biomolekularnego.

3. Kiedy zderzają się cząstki o mniej więcej takiej samej energii, następuje jej redystrybucja, w wyniku czego energia jednej z cząsteczek osiąga wartość odpowiadającą energii aktywacji.

4. Wpływ temperatury na szybkość reakcji: przesunięcie równowagi między konwencjonalnym a aktywne molekuły w kierunku wzrostu koncentracji tych pierwszych.

Profil energetyczny reakcji (wykres energii potencjalnej w funkcji współrzędnej reakcji)

Energia aktywacji Ea- minimalna dodatkowa energia, która musi być przekazana cząsteczce ponad jej średnią wartość, aby mogła wytworzyć chemię. interakcja.

Równanie Arrheniusa ustala zależność stałej szybkości reakcji chemicznej k od temperatury T.

Tutaj A charakteryzuje częstotliwość zderzeń reagujących cząsteczek, R jest uniwersalną stałą gazową.

7. Kataliza. Kataliza homogeniczna i heterogeniczna. Cechy aktywności katalitycznej enzymów. Kataliza- zmiana szybkości reakcji chemicznych w obecności substancji, które po zakończeniu reakcji pozostają niezmienione pod względem formy i ilości. Wzrost szybkości reakcji nazywa się pozytywna kataliza, zmniejszenie - ujemna kataliza (lub hamowanie). Katalizatory wymienić substancje powodujące katalizę dodatnią; substancje spowalniające reakcje inhibitory. Rozróżnij katalizę homogeniczną i heterogeniczną. Przyspieszenie reakcji dysproporcjonowania nadtlenku wodoru w roztworze wodnym w obecności jonów dwuchromianowych jest przykładem katalizy homogenicznej (katalizator tworzy jedną fazę z mieszaniną reakcyjną), a w obecności tlenku manganu(IV) jest przykładem katalizy heterogenicznej (roztwór wodny nadtlenku wodoru-faza ciekła, tlenek manganu - ciało stałe). Katalizatory reakcji biochemicznych mają charakter białkowy i są tzw enzymy. Enzymy różnią się od konwencjonalnych katalizatorów na wiele sposobów: 1) mają znacznie wyższą wydajność katalityczną; 2) wysoka specyficzność, tj. selektywność działania; 3) wiele enzymów wykazuje aktywność katalityczną tylko w stosunku do jednego substratu; 4) enzymy wykazują maksymalną skuteczność tylko w łagodnych warunkach, charakteryzujących się małym zakresem temperatur i wartości pH Aktywność enzymu = Szybkość reakcji zerowego rzędu. 8. Bilans chemiczny. Odwracalne i nieodwracalne w kierunku reakcji. Równowaga chemiczna: stan dynamiczny, w którym szybkości reakcji do przodu i do tyłu są równe. Stała równowagi: na stałym poziomie warunki zewnętrzne w równowadze stosunek iloczynu stężeń produktów do iloczynu stężeń reagentów, z uwzględnieniem stechiometrii, jest wartością stałą, niezależną od skład chemiczny systemy. K c jest powiązany ze standardem Gibbsa E przez: Zasada Le Chateliera: oddziaływanie jakiegoś czynnika (t, c, p) na układ równowagi stymuluje przesunięcie równowagi w takim kierunku, co przyczynia się do przywrócenia początkowych charakterystyk układu. Warunki równowagi termodynamicznej: G 2 -G 1 \u003d 0S 2 -S 1 \u003d 0 Odwracalna p-cja: w tych warunkach spontanicznie płynie zarówno w kierunku do przodu, jak iw przeciwnym kierunku .Przebieg przez warunki: - słabo rozpuszczalny osad - gaz - substancja słabo dysocjująca (woda) - stabilny związek kompleksowy Nieodwracalna dzielnica: w danych warunkach płynie w jednym kierunku. Położenie równowagi chemicznej zależy od następujących parametrów reakcji: temperatury, ciśnienia i stężenia. Podlega wpływowi tych czynników na reakcję chemiczną wzorców, co w sposób ogólny wyraził w 1884 roku francuski naukowiec Le Chatelier. Współczesne sformułowanie zasady Le Chateliera jest następujące:

9. Rola wody i roztworów w życiu. Termodynamika rozpuszczania.Rozwiązanie jest jednorodnym układem o zmiennym składzie dwóch lub więcej substancji w stanie równowagi. Klasyfikacja: 1) zważyć(układ grubo zdyspergowany): zawiesiny (ciała stałe w cieczy) i emulsje (ciecz w cieczy) 2) koloidy, zole(układy drobnozdyspergowane). Wartość rozwiązań w życiu: wiele procesów chemicznych zachodzi tylko wtedy, gdy zaangażowane w nie substancje są w stanie rozpuszczonym. Najważniejszymi płynami biologicznymi (krew, limfa, mocz, ślina, pot) są roztwory soli, białek, węglowodanów, lipidów w wodzie. Asymilacja pokarmu wiąże się z przejściem składników odżywczych do stanu rozpuszczonego. Reakcje biochemiczne w organizmach żywych zachodzą w roztworach. Biofluidy biorą udział w transporcie substancji odżywczych (tłuszcze, aminokwasy, tlen), leki do narządów i tkanek, a także w wydalaniu metabolitów z organizmu. W płynnych mediach ciała, stałość kwasowości, stężenia soli i materia organiczna(homeostaza stężenia). Najpopularniejszym rozpuszczalnikiem na naszej planecie jest woda. Właściwości wody: przewyższa wszystkie substancje swoją pojemnością cieplną; nieprawidłowe zachowanie podczas chłodzenia - woda skrapla się, zaczyna opadać, a następnie unosi się (wszystkie inne substancje toną po zagęszczeniu); może sublimować (sublimacja wody) - sublimacja (w pewnych warunkach lód może zamienić się w parę bez uprzedniego przekształcenia się w płynna woda, tj. bez topienia) woda rozpuszcza wszystkie substancje (pytanie tylko ile?); wysoka stała dielektryczna wody (wartość pokazująca, ile razy siła oddziaływania między dwoma ładunkami w danej substancji jest mniejsza niż w próżni); wysoka temperatura krytyczna; woda jest amfolitowa (nie kwaśna, nie zasadowa); uczestniczy w tworzeniu struktur polimerowych organizmu (białka, lipidy...); podstawy transportu membranowego. Termodynamika rozpuszczania: zgodnie z II zasadą termodynamiki w p, T=konst substancje mogą spontanicznie rozpuszczać się w dowolnym rozpuszczalniku, jeśli w wyniku tego procesu energia Gibbsa układu maleje, tj. . G=( H - T S)<0 . (H- współczynnik entalpii, T S jest współczynnikiem entropii rozpuszczania). Podczas rozpuszczania substancji płynnych i stałych S>0. Rozpuszczanie gazów w cieczy S<0. Zmiana entalpii jest sumą algebraiczną zmiany entalpii H kr w wyniku zniszczenia sieci krystalicznej i zmiany entalpii H sol w wyniku solwatacji przez cząsteczki rozpuszczalnika H sól = H kr + H Sol . Podczas rozpuszczania gazów entalpia H cr = 0, ponieważ nie ma potrzeby zużywania energii na zniszczenie sieci krystalicznej. Podczas rozpuszczania zarówno entropia, jak i entalpia mogą się zmieniać. 10 . Idealne rozwiązanie- entalpia mieszania wynosi 0 (mieszaniny jednorodne węglowodorów; rozwiązanie hipotetyczne, w którym równość wszystkich sił oddziaływań międzycząsteczkowych). Stała rozpuszczalności lub PR- jest to iloczyn stężeń jonów słabo rozpuszczalnego elektrolitu w nasyconym roztworze w danej temperaturze - wartość stała BaCO 3 \u003d Ba + CO 3, Ks \u003dWarunki rozpuszczania i wytrącania Strącanie i rozpuszczanie - reakcje wymiany zachodzące w roztworze elektrolitu ---1) Elektrolit wytrąci się, jeśli iloczyn stężenia jego jonów w roztworze będzie większy niż stała rozpuszczalności c (Ba) * c (CO 3)> Kpr 2) Jego osad rozpuści się, jeśli wszystko odwrotnie 11. Koligatywne właściwości roztworów. Koligatywne właściwości rozwiązań- są to ich właściwości, które w danych warunkach okazują się równe i niezależne od chemicznego charakteru rozpuszczonej substancji; właściwości rozwiązań, które zależą tylko od liczby jednostek kinetycznych i ich ruchu termicznego. Prawo Raoulta i jego konsekwencje Para pozostająca w równowadze z cieczą nazywana jest nasyconą. Ciśnienie takiej pary nad czystym rozpuszczalnikiem (p0) nazywane jest ciśnieniem lub prężnością pary nasyconej czystego rozpuszczalnika. Prężność pary roztworu zawierającego nielotną substancję rozpuszczoną jest wprost proporcjonalna do ułamka molowego rozpuszczalnika w tym roztworze: p = p0 χr-l, gdzie p to prężność pary nad roztworem, PA, p0 to prężność pary nad czystym rozpuszczalnikiem, χp-l to ułamek molowy rozpuszczalnika.Dla roztworów elektrolitów stosuje się nieco inną postać równania, która pozwala dodając do tego współczynnik izotoniczny: Δp = i p0 χv -va, gdzie Δp to rzeczywista zmiana ciśnienia w porównaniu z czystym rozpuszczalnikiem, χv-va to ułamek molowy substancji w roztworze. Z prawa Raoulta są dwa konsekwencje. Według jednego z nich temperatura wrzenia roztworu jest wyższa niż temperatura wrzenia rozpuszczalnika. Wynika to z faktu, że prężność pary nasyconej rozpuszczalnika nad roztworem staje się równa ciśnieniu atmosferycznemu (stan wrzenia cieczy) w wyższej temperaturze niż w przypadku czystego rozpuszczalnika. Wzrost temperatury wrzenia Twrzenia jest proporcjonalny do molowości roztworu: Tkip = Ke cm gdzie Ke to ebulioskopowa stała rozpuszczalnika, cm to stężenie molowe drugie śledztwo z prawa Raoulta temperatura zamarzania (krystalizacji) roztworu jest niższa niż temperatura zamarzania (krystalizacji) czystego rozpuszczalnika. Wynika to z niższej prężności par rozpuszczalnika nad roztworem niż nad rozpuszczalnikiem. Spadek temperatury zamarzania (krystalizacji) Тzam jest proporcjonalny do molowości roztworu : Tzam = Kk cm gdzie Kk jest stałą krioskopową roztworu Obniżanie temperatury krystalizacji roztworów Warunek krystalizacja to równość prężności pary nasyconej rozpuszczalnika nad roztworem do prężności pary nad rozpuszczalnikiem stałym. Ponieważ prężność par rozpuszczalnika nad roztworem jest zawsze niższa niż nad czystym rozpuszczalnikiem, równość ta zawsze zostanie osiągnięta w temperaturze niższej niż temperatura zamarzania rozpuszczalnika. Tak więc woda oceaniczna zaczyna zamarzać w temperaturze około minus 2 ° C. Różnica między temperaturą krystalizacji rozpuszczalnika a temperaturą początku krystalizacji roztworu to spadek temperatury krystalizacji. Zwiększenie temperatury wrzenia roztworów Ciecz wrze w temperaturze, w której całkowite ciśnienie pary nasyconej staje się równe ciśnieniu zewnętrznemu. prężność pary nasyconej nad roztworem w dowolnej temperaturze będzie mniejsza niż nad czystym rozpuszczalnikiem, a równość z jego ciśnieniem zewnętrznym zostanie osiągnięta w wyższej temperaturze. Zatem temperatura wrzenia roztworu substancji nielotnej T jest zawsze wyższa niż temperatura wrzenia czystego rozpuszczalnika przy tym samym ciśnieniu T ° Wzrost temperatury wrzenia nieskończenie rozcieńczonych roztworów substancji nielotnych nie zależy od rodzaju substancji rozpuszczonej i jest wprost proporcjonalna do stężenia molowego roztworu. Nazywa się spontaniczne przejście rozpuszczalnika przez półprzepuszczalną membranę oddzielającą roztwór od rozpuszczalnika lub dwóch roztworów o różnych stężeniach substancji rozpuszczonej osmoza. Osmoza jest spowodowana dyfuzją cząsteczek rozpuszczalnika przez półprzepuszczalną barierę, przez którą przechodzą tylko cząsteczki rozpuszczalnika. Cząsteczki rozpuszczalnika dyfundują z rozpuszczalnika do roztworu lub z mniej stężonego roztworu do bardziej stężonego Osmoza jest scharakteryzowana ilościowo ciśnienie osmotyczne, równą sile działającej na jednostkę powierzchni i zmuszającą cząsteczki rozpuszczalnika do przenikania przez półprzepuszczalną przegrodę. Jest ono równe ciśnieniu kolumny roztworu w osmometrze o wysokości h. W stanie równowagi ciśnienie zewnętrzne równoważy ciśnienie osmotyczne. W tym przypadku szybkości bezpośrednich i odwrotnych przejść cząsteczek przez półprzepuszczalną przegrodę stają się takie same. Ciśnienie osmotyczne wzrasta wraz ze wzrostem stężenia substancji rozpuszczonej i temperatury. Van't Hoffa zasugerował, że dla ciśnienia osmotycznego można zastosować równanie stanu gazu doskonałego: pV = nRT lub p = (n/V) RT skąd p = z RT, gdzie p to ciśnienie osmotyczne (kPa), c to stężenie molowe roztworu. Ciśnienie osmotyczne jest wprost proporcjonalne do stężenia molowego substancji rozpuszczonej i temperatury. Osmoza gra bardzo ważną rolę w procesach biologicznych, zapewniając przepływ wody do komórek i innych struktur. Nazywa się roztwory o takim samym ciśnieniu osmotycznym izotoniczny. Jeśli ciśnienie osmotyczne jest wyższe niż wewnątrzkomórkowe, nazywa się je hipertonicznym, jeśli jest niższe niż wewnątrzkomórkowe, nazywa się hipotonicznym. Współczynnik izotoniczny (również współczynnik van't Hoffa; oznaczany i) jest bezwymiarowym parametrem charakteryzującym zachowanie się substancji w roztworze. Jest liczbowo równa stosunkowi wartości pewnej właściwości koligatywnej roztworu danej substancji do wartości tej samej właściwości koligatywnej nieelektrolitu o tym samym stężeniu, przy niezmienionych innych parametrach układu. izoosmia- względna stałość ciśnienia osmotycznego w ośrodkach płynnych i tkankach organizmu, dzięki utrzymaniu na tym poziomie stężeń zawartych w nich substancji: elektrolitów, białek.Jest to jedna z najważniejszych stałych fizjologicznych organizmu, pod warunkiem poprzez mechanizmy samoregulacji (homeostazy). HEMOLIZA- zniszczenie czerwonych krwinek, któremu towarzyszy uwalnianie z nich hemoglobiny. Fizyczne przyczyny obejmują działanie wysokich i niskich temperatur, ultradźwięków, chemiczno - hemolitycznych trucizn, niektóre leki i inne Hemoliza może wystąpić podczas transfuzji niezgodnej krwi, wprowadzenia roztworów hipotonicznych. Plazmoliza- gdy komórki umieszcza się w roztworze hipertonicznym, woda z komórek przechodzi do bardziej stężonego roztworu i obserwuje się marszczenie komórek.

Elementy teorii roztworów elektrolitów. Mocne i słabe elektrolity. Stała jonizacji słabego elektrolitu. Prawo hodowlane Ostwalda. Siła jonowa roztworu. Aktywność i współczynnik aktywności jonów. Elektrolity w organizmie, ślina jako elektrolit.

elektrolity- Są to substancje z jonowymi lub silnie polarnymi wiązaniami kowalencyjnymi w roztworach wodnych, które ulegają dysocjacji elektrolitycznej, w wyniku której powstają kationy i aniony.

Silne elektrolity- substancje zdolne do całkowitej dysocjacji. Należą do nich większość soli, a także niektóre substancje o strukturze molekularnej (HCl).

Słabe elektrolity dysocjują w znikomym stopniu, a ich dominującą formą jest cząsteczkowa (H2S, kwasy organiczne).

Ilościowo zdolność elektrolitu molekularnego do dysocjacji jest określana przez stopień jonizacji ( to zależy od stężenia elektrolitu ):

gdzie Ntot to całkowita liczba cząsteczek w roztworze; Jonizacja N to liczba cząsteczek rozłożonych na jony.

Stała jonizacji:

Gdzie [A], [B] to rozpadające się jony

- substancja, która nie rozpadła się na jony.

Prawo rozcieńczeń Ostwalda:

K= α 2 c/1- α ,

Gdzie α to stopień jonizacji

C - stężenie molowe

Siła jonowa roztworu:

ja=0,5∑s ja z ja 2 ,

Gdzie c i jest stężeniem molowym jonu w roztworze, mol/l

z i jest ładunkiem jonowym.

Aktywność jonowa jest jego efektywne stężenie.

Aktywność jest związana ze stężeniem molowym w następujący sposób:

gdzie f jest współczynnik aktywności

elektrolity w organizmie: Na i Cl uczestniczą w utrzymaniu równowagi kwasowo-zasadowej, równowagi osmotycznej w organizmie. Sa odgrywa ważną rolę w budowie tkanki kostnej i zębów, w regulacji kwasowości krwi i jej krzepnięcia, w pobudliwości tkanki mięśniowej i nerwowej. DO występuje głównie w płynach ustrojowych i miękkie chusteczki, gdzie jest niezbędny element utrzymać ciśnienie osmotyczne, regulować pH krwi. mg jest kofaktorem w wielu reakcjach enzymatycznych, jest niezbędny na wszystkich etapach syntezy białek. w żywych organizmach Fe jest ważnym pierwiastkiem śladowym, który katalizuje procesy wymiany tlenu. Współ jest częścią witaminy B 12, bierze udział w hematopoezie, funkcjach system nerwowy i wątroby, reakcje enzymatyczne. zn niezbędna do metabolizmu witaminy E, bierze udział w syntezie różnych hormonów anabolicznych w organizmie, w tym insuliny, testosteronu i hormonu wzrostu. Mn wpływa na wzrost, tworzenie krwi i funkcję gonad.

Ślina jako elektrolit to złożone środowisko biochemiczne. Liczba jonów H + i OH „określa pH śliny, które normalnie wynosi 6,9. Wartość pH zmienia się w zależności od charakteru procesu patologicznego w jamie ustnej. Tak więc w chorobach zakaźnych odczyn śliny jest kwaśny. Ślina zawiera aniony chloru z substancji nieorganicznych, brom, jod, fluor.Fosforany, aniony fluoru przyczyniają się do wzrostu potencjałów elektrochemicznych, aniony chloru - do przenoszenia ładunków jonowych oraz są depolaryzatorami (czynnik przyspieszający procesy anodowe i katodowe). W ślinie oznaczane są pierwiastki śladowe: żelazo, miedź, srebro, mangan, glin i inne - oraz makroelementy: wapń, potas, sód, magnez, fosfor.

Szybkość większości reakcji chemicznych wzrasta wraz ze wzrostem temperatury. Ponieważ stężenie reagentów jest praktycznie niezależne od temperatury, zgodnie z kinetycznym równaniem reakcji, główny wpływ temperatury na szybkość reakcji polega na zmianie stałej szybkości reakcji. Wraz ze wzrostem temperatury rośnie energia zderzających się cząstek i wzrasta prawdopodobieństwo, że podczas zderzenia nastąpi przemiana chemiczna.

Zależność szybkości reakcji od temperatury można scharakteryzować wartością współczynnika temperaturowego.

Dane eksperymentalne dotyczące wpływu temperatury na szybkość wielu reakcji chemicznych w zwykłych temperaturach (273–373 K), w małym zakresie temperatur, wykazały, że wzrost temperatury o 10 stopni zwiększa szybkość reakcji 2–4 razy (van reguła 't Hoffa).

Według van't Hoffa współczynnik temperaturowy stałej szybkości(Współczynnik Van't Hoffa)to wzrost szybkości reakcji ze wzrostem temperatury o 10stopni.

(4.63)

gdzie i są stałymi szybkości w temperaturach i ; jest współczynnikiem temperaturowym szybkości reakcji.

Gdy temperatura wzrośnie do N kilkudziesięciu stopni, stosunek stałych szybkości będzie równy

Gdzie N może być liczbą całkowitą lub ułamkową.

Reguła Van't Hoffa jest regułą przybliżoną. Ma zastosowanie w wąskim zakresie temperatur, ponieważ współczynnik temperaturowy zmienia się wraz z temperaturą.

Dokładniejszą zależność stałej szybkości reakcji od temperatury wyraża półempiryczne równanie Arrheniusa

gdzie A jest czynnikiem przedwykładniczym, który nie zależy od temperatury, ale zależy tylko od rodzaju reakcji; E- energia aktywacji reakcji chemicznej. Energię aktywacji można przedstawić jako pewną energię progową, która charakteryzuje wysokość bariery energetycznej na ścieżce reakcji. Energia aktywacji również nie zależy od temperatury.

Zależność ta powstała pod koniec XIX wieku. Holenderski naukowiec Arrhenius za elementarne reakcje chemiczne.

Bezpośrednia energia aktywacji ( mi 1) i odwróć ( mi 2) reakcja jest związana z efektem termicznym reakcji D H stosunek (patrz ryc. 1):

mi 1 – mi 2=D N.

Jeśli reakcja jest endotermiczna i D H> 0, więc mi 1 > E 2, a energia aktywacji reakcji do przodu jest większa niż do tyłu. Jeśli reakcja jest egzotermiczna, to mi 1 < Е 2 .

Równanie Arrheniusa (101) w postaci różniczkowej można zapisać:

Z równania wynika, że ​​im większa energia aktywacji E, tym szybciej rośnie szybkość reakcji wraz z temperaturą.

Rozdzielanie zmiennych k I T i rozważając mi stała wartość, po scałkowaniu równania (4.66) otrzymujemy:

Ryż. 5. Wykres ln k–1/T.

, (4.67)

gdzie A jest czynnikiem przedwykładniczym mającym wymiar stałej szybkości. Jeśli to równanie jest prawdziwe, to na wykresie we współrzędnych punkty doświadczalne leżą na linii prostej pod kątem a do osi odciętych, a nachylenie () jest równe , co pozwala obliczyć energię aktywacji związku chemicznego reakcja z zależności stałej szybkości od temperatury za pomocą równania .

Energię aktywacji reakcji chemicznej można obliczyć z wartości stałych szybkości w dwóch różnych temperaturach za pomocą równania

. (4.68)

Teoretyczne wyprowadzenie równania Arrheniusa dotyczy reakcji elementarnych. Ale doświadczenie pokazuje, że zdecydowana większość złożonych reakcji również spełnia to równanie. Jednak w przypadku reakcji złożonych energia aktywacji i czynnik przedwykładniczy w równaniu Arrheniusa nie mają określonego znaczenia fizycznego.

Równanie Arrheniusa (4.67) umożliwia zadowalający opis szerokiego zakresu reakcji w wąskim zakresie temperatur.

Do opisu zależności szybkości reakcji od temperatury wykorzystuje się również zmodyfikowane równanie Arrheniusa

, (4.69)

który zawiera już trzy parametry : A, mi I N.

Równanie (4.69) jest szeroko stosowane dla reakcji zachodzących w roztworach. Dla niektórych reakcji zależność stałej szybkości reakcji od temperatury różni się od zależności podanych powyżej. Na przykład w reakcjach trzeciego rzędu stała szybkości maleje wraz ze wzrostem temperatury. W łańcuchowych reakcjach egzotermicznych stała szybkości reakcji gwałtownie wzrasta w temperaturze powyżej pewnej granicy (wybuch termiczny).

4.5.1. Przykłady rozwiązywania problemów

Przykład 1 Stała szybkości pewnej reakcji ze wzrostem temperatury zmieniała się następująco: T 1 = 20°C;

k 1 \u003d 2,76 10 -4 min. -1; T 2 \u003d 50 0 C; k 2 = 137,4 10 -4 min. -1 Wyznacz współczynnik temperaturowy stałej szybkości reakcji chemicznej.

Rozwiązanie. Reguła van't Hoffa umożliwia obliczenie współczynnika temperaturowego stałej szybkości z zależności

G N= =2 ¸ 4, gdzie N = = =3;

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

Przykład 2 Korzystając z reguły van't Hoffa, oblicz, w jakiej temperaturze reakcja zakończy się po 15 minutach, jeśli trwała 120 minut w temperaturze 20 0 C. Współczynnik temperaturowy szybkości reakcji wynosi 3.

Rozwiązanie. Oczywiście im krótszy czas reakcji ( T), im większa stała szybkości reakcji:

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

Temperatura, w której reakcja zakończy się po 15 minutach wynosi:

20 + 1,9 × 10 \u003d 39 0 C.

Przykład 3 Stała szybkości reakcji zmydlania estru octowo-etylowego roztworem alkalicznym w temperaturze 282,4 K wynosi 2,37 l 2 / mol 2 min. , aw temperaturze 287,40 K jest równe 3,2 l 2 / mol 2 min. Znajdź temperaturę, w której stała szybkości tej reakcji wynosi 4?

Rozwiązanie.

1. Znając wartości stałych szybkości w dwóch temperaturach, możemy znaleźć energię aktywacji reakcji:

= = 40,8 kJ/mol.

2. Znajomość wartości energii aktywacji z równania Arrheniusa

Pytania i zadania do samokontroli.

1. Jakie wielkości nazywane są parametrami „Arrheniusa”?

2. Jaka jest minimalna ilość danych eksperymentalnych potrzebnych do obliczenia energii aktywacji reakcji chemicznej?

3. Wykaż, że współczynnik temperaturowy stałej szybkości zależy od temperatury.

4. Czy występują odchylenia od równania Arrheniusa? Jak w tym przypadku opisać zależność stałej szybkości od temperatury?

Kinetyka reakcji złożonych

Reakcje z reguły nie przebiegają poprzez bezpośrednie oddziaływanie wszystkich początkowych cząstek z ich bezpośrednim przejściem w produkty reakcji, ale składają się z kilku elementarnych etapów. Dotyczy to przede wszystkim reakcji, w których zgodnie z ich równaniem stechiometrycznym bierze udział więcej niż trzy cząstki. Jednak nawet reakcje dwóch lub jednej cząstki często nie przebiegają według prostego mechanizmu bi- lub monomolekularnego, ale bardziej złożoną drogą, to znaczy przez szereg elementarnych etapów.

Reakcje nazywane są złożonymi, jeśli zużycie materiałów wyjściowych i tworzenie produktów reakcji zachodzi poprzez szereg elementarnych etapów, które mogą zachodzić jednocześnie lub sekwencyjnie. Jednocześnie niektóre etapy odbywają się z udziałem substancji, które nie są ani substancjami wyjściowymi, ani produktami reakcji (substancjami pośrednimi).

Jako przykład złożonej reakcji możemy rozważyć reakcję chlorowania etylenu z utworzeniem dichloroetanu. Bezpośrednia interakcja musi przejść przez czteroczłonowy aktywowany kompleks, co wiąże się z pokonaniem bariery wysokiej energii. Szybkość takiego procesu jest niska. Jeśli atomy powstają w układzie w taki czy inny sposób (na przykład pod wpływem światła), wówczas proces może przebiegać zgodnie z mechanizmem łańcuchowym. Atom łatwo łączy się podwójnym wiązaniem, tworząc wolny rodnik - . Ten wolny rodnik może z łatwością oderwać atom od cząsteczki, tworząc produkt końcowy - , w wyniku czego wolny atom ulega regeneracji.

W wyniku tych dwóch etapów jedna cząsteczka i jedna cząsteczka przekształcają się w cząsteczkę produktu - , a zregenerowany atom oddziałuje z kolejną cząsteczką etylenu. Oba etapy mają niskie energie aktywacji, co zapewnia szybką reakcję. Biorąc pod uwagę możliwość rekombinacji wolnych atomów i wolnych rodników, pełny schemat tego procesu można zapisać jako:

Przy całej różnorodności złożone reakcje można zredukować do kombinacji kilku rodzajów złożonych reakcji, a mianowicie reakcje równoległe, sekwencyjne i szeregowo-równoległe.

Nazywa się dwa etapy kolejny jeśli cząstka utworzona w jednym etapie jest cząstką początkową w innym etapie. Na przykład na powyższym schemacie pierwszy i drugi etap są sekwencyjne:

.

Nazywa się dwa etapy równoległy, jeśli te same cząstki biorą udział w obu jako początkowe. Na przykład na schemacie reakcji czwarty i piąty etap są równoległe:

Nazywa się dwa etapy szeregowo-równoległy, jeśli są one równoległe względem jednej i sekwencyjne względem drugiej z cząstek uczestniczących w tych stadiach.

Przykładem etapów szeregowo-równoległych są drugi i czwarty etap tego schematu reakcji.

Charakterystyczne oznaki, że reakcja przebiega zgodnie ze złożonym mechanizmem, obejmują następujące znaki:

Niedopasowanie kolejności reakcji i współczynników stechiometrycznych;

Zmiana składu produktów w zależności od temperatury, stężeń początkowych i innych warunków;

Przyspieszenie lub spowolnienie procesu, gdy do mieszaniny reakcyjnej dodaje się niewielkie ilości substancji;

Wpływ materiału i wymiarów naczynia na szybkość reakcji itp.

W analizie kinetycznej reakcji złożonych obowiązuje zasada niezależności: „Jeżeli w układzie zachodzi jednocześnie kilka prostych reakcji, to do każdej z nich odnosi się podstawowy postulat kinetyki chemicznej, tak jakby ta reakcja była jedyną”. Zasadę tę można również sformułować w następujący sposób: „Wartość stałej szybkości reakcji elementarnej nie zależy od tego, czy w danym układzie jednocześnie zachodzą inne reakcje elementarne”.

Zasada niezależności obowiązuje dla większości reakcji przebiegających według złożonego mechanizmu, ale nie jest uniwersalna, ponieważ istnieją reakcje, w których niektóre proste reakcje wpływają na przebieg innych (na przykład reakcje sprzężone).

Ważna w badaniu złożonych reakcji chemicznych jest zasada mikroodwracalność Lub szczegółowy bilans:

jeśli w Złożony proces ustalona jest równowaga chemiczna, to szybkości reakcji w przód iw tył muszą być równe dla każdego z etapów elementarnych.

Najczęstszym przypadkiem wystąpienia złożonej reakcji jest sytuacja, w której reakcja przebiega przez kilka prostych etapów przebiegających z różnymi szybkościami. Różnica szybkości prowadzi do tego, że kinetykę otrzymywania produktu reakcji można określić prawami tylko jednej reakcji. Na przykład w przypadku reakcji równoległych szybkość całego procesu zależy od szybkości najszybszego etapu, aw przypadku reakcji sekwencyjnych – najwolniejszego. Dlatego też, analizując kinetykę reakcji równoległych ze znaczną różnicą stałych, można pominąć szybkość fazy wolnej, a analizując reakcje sekwencyjne, nie jest konieczne wyznaczanie szybkości reakcji szybkiej.

W reakcjach sekwencyjnych nazywa się najwolniejszą reakcję ograniczające. Stopień ograniczający ma najmniejszą stałą szybkości.

Jeśli wartości stałych szybkości poszczególnych etapów złożonej reakcji są zbliżone, to jest to konieczne pełna analiza cały schemat kinetyczny.

Wprowadzenie pojęcia etapu determinującego szybkość w wielu przypadkach upraszcza matematyczną stronę rozpatrywania takich układów i wyjaśnia fakt, że czasami kinetykę złożonych, wieloetapowych reakcji dobrze opisuje się prostymi równaniami, np. zamówienie.

Wraz ze wzrostem temperatury zwykle wzrasta szybkość procesu chemicznego. W 1879 r. Holenderski naukowiec J. Van't Hoff sformułował empiryczną zasadę: wraz ze wzrostem temperatury o 10 K szybkość większości reakcji chemicznych wzrasta 2-4 razy.

Matematyczny zapis reguły I. van't Hoff:

γ 10 \u003d (k t + 10) / k t, gdzie k t jest stałą szybkości reakcji w temperaturze T; k t+10 - stała szybkości reakcji w temperaturze T+10; γ 10 - Współczynnik temperaturowy Van't Hoffa. Jego wartość waha się od 2 do 4. Dla procesy biochemiczneγ10 waha się od 7 do 10.

Wszystkie procesy biologiczne zachodzą w określonym zakresie temperatur: 45-50°C. Optymalna temperatura to 36-40°C. W ciele zwierząt stałocieplnych temperatura ta jest utrzymywana na stałym poziomie dzięki termoregulacji odpowiedniego biosystemu. Podczas badania biosystemów stosuje się współczynniki temperaturowe γ 2 , γ 3 , γ 5. Dla porównania są one doprowadzone do γ 10 .

Zależność szybkości reakcji od temperatury, zgodnie z regułą van't Hoffa, można przedstawić równaniem:

V 2 /V 1 \u003d γ ((T 2 -T 1) / 10)

Energia aktywacji. Znaczącego wzrostu szybkości reakcji wraz ze wzrostem temperatury nie można wytłumaczyć jedynie wzrostem liczby zderzeń między cząstkami reagujących substancji, ponieważ zgodnie z kinetyczną teorią gazów liczba zderzeń nieznacznie wzrasta wraz ze wzrostem temperatury. Wzrost szybkości reakcji wraz ze wzrostem temperatury tłumaczy się tym, że reakcja chemiczna nie zachodzi przy jakimkolwiek zderzeniu cząstek reagujących substancji, ale tylko przy spotkaniu cząstek aktywnych, które mają niezbędną nadwyżkę energii w momencie zderzenia.

Energia potrzebna do przekształcenia cząstek nieaktywnych w cząstki aktywne nazywa się energia aktywacji (Ea). Energia aktywacji - nadwyżka, w porównaniu z wartością średnią, energii potrzebnej do wejścia reagujących substancji w reakcję, gdy się zderzają. Energię aktywacji mierzy się w kilodżulach na mol (kJ/mol). Zwykle E wynosi od 40 do 200 kJ/mol.

Schemat energetyczny reakcji egzotermicznej i endotermicznej pokazano na ryc. 2.3. Dla każdego procesu chemicznego można wyróżnić stan początkowy, pośredni i końcowy. Na szczycie bariery energetycznej reagenty znajdują się w stanie pośrednim zwanym aktywowanym kompleksem lub stanem przejściowym. Różnica między energią aktywowanego kompleksu a początkową energią odczynników wynosi Ea, a różnica między energią produktów reakcji i materiałów wyjściowych (odczynników) wynosi ΔН, ciepło reakcji. Energia aktywacji, w przeciwieństwie do ΔH, jest zawsze wartością dodatnią. W przypadku reakcji egzotermicznej (ryc. 2.3, a) produkty znajdują się na niższym poziomie energii niż reagenty (Ea< ΔН).

Głównym czynnikiem determinującym szybkość reakcji jest Ea: jeśli Ea > 120 kJ/mol (wyższa bariera energetyczna, mniej cząstek aktywnych w układzie) reakcja jest powolna; i odwrotnie, jeśli Ea< 40 кДж/моль, реакция осуществляется с большой скоростью.

W przypadku reakcji z udziałem złożonych biomolekuł należy wziąć pod uwagę fakt, że w aktywowanym kompleksie powstałym w wyniku zderzenia cząstek, cząsteczki muszą być zorientowane w przestrzeni w określony sposób, gdyż tylko reagujący obszar cząsteczki ulega przemianie, tj. mały w stosunku do swoich rozmiarów.

Jeżeli stałe szybkości k1 i k2 są znane w temperaturach T1 i T2, można obliczyć wartość Ea.

W procesach biochemicznych energia aktywacji jest 2-3 razy mniejsza niż w procesach nieorganicznych. Jednocześnie Ea reakcji z udziałem obcych substancji, ksenobiotyków, znacznie przewyższa Ea konwencjonalnych procesów biochemicznych. Fakt ten jest naturalną bioochroną ustroju przed wpływem obcych substancji tj. reakcje naturalne dla organizmu zachodzą w sprzyjających warunkach przy niskim Ea, a dla reakcji obcych Ea jest wysokie. Jest to bariera genowa, która charakteryzuje jedną z głównych cech przebiegu procesów biochemicznych.

Szybkość reakcji chemicznej zależy od temperatury, a wraz ze wzrostem temperatury szybkość reakcji wzrasta. Holenderski naukowiec Van't Hoff wykazał, że gdy temperatura wzrasta o 10 stopni, szybkość większości reakcji wzrasta 2-4 razy;

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

gdzie VT 2 i VT 1 to szybkości reakcji w temperaturach T 2 i T 1; y to współczynnik temperaturowy szybkości reakcji, który pokazuje, ile razy szybkość reakcji wzrosła wraz ze wzrostem temperatury o 10K.

Przy stężeniu reagenta 1 mol/l szybkość reakcji jest liczbowo równa stałej szybkości k. Wtedy równanie pokazuje, że stała szybkości zależy od temperatury w taki sam sposób jak szybkość procesu.

3. Napisz wariant reakcji eliminacji (eliminacji) z uwolnieniem halogenowodoru.

C2H5Cl \u003d C2H4 + HCl

Numer biletu 4

1. Co to jest „masa atomowa”, „masa cząsteczkowa”, „mol substancji” i co jest traktowane jako jednostka masy atomowej (j.m.)?

MASA ATOMOWA - masa atomu w atomowych jednostkach masy (a.m.u.). na jednostkę e. m., akceptowana jest 1/12 masy izotopu węgla-12.

am \u003d 1/12 m 12 6 C \u003d 1,66 * 10 -24

MASA MOLEKULARNA - Masa molowa związku, odniesiona do 1/12 masy molowej atomu węgla-12.

MOL - ilość substancji zawierająca taką samą liczbę cząstek lub jednostek strukturalnych (atomów, jonów, cząsteczek, rodników, elektronów, równoważników itp.) jak w 12a. e.m. izotop węgla-12.

Wzór na zwiększenie szybkości reakcji w obecności katalizatora.

Możesz zmienić wartość Ea (energia aktywacji) za pomocą katalizatorów. Substancje, które biorą udział, ale nie są zużywane w procesie reakcji, nazywane są katalizatorami. Samo to zjawisko nazywa się katalizą. Wzrost szybkości reakcji w obecności katalizatora określa wzór

W zależności od tego, czy katalizator znajduje się w tej samej fazie co reagenty, czy tworzy niezależną fazę, mówi się o katalizie homogenicznej lub heterogenicznej. Mechanizm działania katalitycznego dla nich nie jest taki sam, jednak w obu przypadkach reakcja jest przyspieszana z powodu spadku Ea. Istnieje szereg specyficznych katalizatorów - inhibitorów, które zmniejszają szybkość reakcji.

gdzie są parametry procesu katalitycznego, V, k, Ea- proces niekatalityczny.

Napisz reakcje spalania substancji nieorganicznych zawierających węgiel w tlenie, wskazując utleniacz i reduktor, a także stopnie utlenienia węgla przed i po reakcji.

C - środek redukujący, proces utleniania

O - utleniacz, proces redukcji

Bilet numer 5

1. Co to jest „elektroujemność”, „wartościowość”, „stan utlenienia” pierwiastka i jakie są podstawowe zasady ich wyznaczania?

STAN UTLENIANIA - warunkowy ładunek atomu pierwiastka, uzyskany przy założeniu, że związek składa się z jonów. Może być dodatni, ujemny, zerowy, ułamkowy i jest oznaczony cyfrą arabską ze znakiem „+” lub „-” w postaci prawego górnego indeksu symbolu elementu: C 1-, O 2-, H + , Mg 2+, N 3-, N 5+ , Cr 6+ .

Aby określić stopień utlenienia (s. o.) pierwiastka w związku (jonie), stosuje się następujące zasady:

1 W substancjach prostych (H2, S8, P4) s. O. równa się zeru.

2 Stała str. O. mają pierwiastki alkaliczne (E+) i ziem alkalicznych (E2+), a także fluor P-.

3 Wodór w większości związków ma s. O. H + (H2O, CH4, HC1), w wodorkach - H- (-NaH, CaH2); Z. O. tlen z reguły jest równy -2 (O2-), w nadtlenkach (-O-O-) - 1 (O-).

4 W związkach binarnych niemetali ujemny p. O. przypisany do elementu po prawej stronie).

5 Suma algebraiczna str. 5 O. cząsteczka jest zerowa, jon - jej ładunek.

Zdolność atomu do przyłączenia lub zastąpienia określonej liczby innych atomów nazywa się WALENCJĄ. Miarą wartościowości jest liczba atomów wodoru lub tlenu przyłączonych do pierwiastka, pod warunkiem, że wodór jest jedno-, a tlen dwuwartościowy.

Wzrost szybkości reakcji wraz ze wzrostem temperatury charakteryzuje się zwykle współczynnikiem temperaturowym szybkości reakcji, liczbą pokazującą, ile razy zwiększa się szybkość danej reakcji wraz ze wzrostem temperatury układu o 10°C. Współczynnik temperaturowy różnych reakcji jest inny. W zwykłych temperaturach jego wartość dla większości reakcji mieści się w zakresie 2 ... 4.

Współczynnik temperaturowy wyznaczany jest zgodnie z tzw. „regułą van't Hoffa”, którą matematycznie wyraża równanie

w 2 /w 1 = gr ( T 2 - T 1)/10 ,

Gdzie w 1 i w 2 – szybkości reakcji w temp T 1 i T 2; g jest współczynnikiem temperaturowym reakcji.

Na przykład, jeśli g = 2, to dla T 2 - T 1 = 50°C w 2 /w 1 = 2 5 = 32, tj. reakcja przyspieszyła 32 razy, a przyspieszenie to w żaden sposób nie zależy od wartości bezwzględnych T 1 i T 2, ale tylko na ich różnicy.

energia aktywacji, różnica między wartościami średniej energii cząstek (cząsteczek, rodników, jonów itp.) wchodzących w elementarny akt reakcji chemicznej a średnią energią wszystkich cząstek w układzie reagującym. Dla różnych reakcji chemicznych E. i. jest bardzo zróżnicowana - od kilku do ~10 j./mol. Dla tej samej reakcji chemicznej wartość E. a. zależy od rodzaju rozkładu funkcji molekuł pod względem energii ich ruchu translacyjnego i wewnętrznych stopni swobody (elektronowe, wibracyjne, obrotowe). Jako wartość statystyczna E. a. należy odróżnić od energii progowej, czyli bariery energetycznej - minimalnej energii, jaką musi mieć jedna para zderzających się cząstek, aby zaszła dana reakcja elementarna.

Równanie Arrheniusa, zależność stałej szybkości od temperatury Do chemia elementarna reakcje:

gdzie A jest czynnikiem przedwykładniczym (wymiar jest taki sam jak k), E a-energia aktywacji, zwykle przyjmująca dodatnią. wartości, T-abs. temperatura, stała k-Boltzmanna. Zwyczajem jest cytowanie E a na cząsteczkę. i od liczby cząstek nie dotyczy\u003d 6,02 * 10 23 (stała Avogadro) i wyrażona w kJ / mol; w takich przypadkach w równaniu Arrheniusa wartość k zastąpić stałą gazową R. Wykres 1nk w porównaniu z 1 /kT(Wykres Arrheniusa) - linia prosta, której ujemne nachylenie jest określone przez energię aktywacji E a i charakteryzuje się pozytywem. zależność od temperatury Do.

Katalizator Substancja chemiczna, która przyspiesza reakcję, ale nie jest częścią produktów reakcji. Ilość katalizatora, w przeciwieństwie do innych odczynników, nie zmienia się po reakcji. Ważne jest, aby zrozumieć, że katalizator bierze udział w reakcji. Zapewniając szybszą drogę reakcji, katalizator reaguje z substancją wyjściową, powstały związek pośredni ulega przemianom i ostatecznie dzieli się na produkt i katalizator. Następnie katalizator ponownie reaguje z materiałem wyjściowym, a ten cykl katalityczny powtarza się wielokrotnie (nawet milion razy) [ źródło?] jest powtorzone.

Katalizatory dzielą się na jednorodny I heterogeniczny. Katalizator homogeniczny znajduje się w tej samej fazie z reagentami, heterogeniczny tworzy niezależną fazę oddzieloną interfejsem od fazy, w której znajdują się reagenty. Typowymi katalizatorami homogenicznymi są kwasy i zasady. Metale, ich tlenki i siarczki są stosowane jako katalizatory heterogeniczne.

Reakcje tego samego typu mogą przebiegać zarówno z katalizatorami homogenicznymi, jak i heterogenicznymi. Tak więc obok roztworów kwasowych stosuje się stały Al 2 O 3 , TiO 2 , ThO 2 , glinokrzemiany i zeolity o właściwościach kwaśnych. Katalizatory heterogeniczne o właściwościach zasadowych: CaO, BaO, MgO.

Katalizatory heterogeniczne z reguły mają silnie rozwiniętą powierzchnię, dla której są rozprowadzane na obojętnym nośniku (żel krzemionkowy, tlenek glinu, węgiel aktywny itp.).

Dla każdego rodzaju reakcji skuteczne są tylko określone katalizatory. Oprócz już wymienionych kwasowo-zasadowy, są katalizatory redoks; charakteryzują się obecnością metalu przejściowego lub jego związku (Co +3, V 2 O 5 + MoO 3). W tym przypadku kataliza odbywa się poprzez zmianę stopnia utlenienia metalu przejściowego.

System rozproszony- są to formacje dwóch lub więcej faz (ciał), które w ogóle lub praktycznie się nie mieszają i nie reagują ze sobą chemicznie. Pierwsza z substancji faza rozproszona) jest dokładnie rozłożony w drugim ( ośrodek dyspersyjny). Jeśli występuje kilka faz, można je od siebie fizycznie oddzielić (poprzez odwirowanie, separację itp.).

Zwykle układami rozproszonymi są roztwory koloidalne, zole. Układy zdyspergowane obejmują również przypadek stałego ośrodka rozproszonego, w którym znajduje się faza rozproszona.

Najbardziej ogólna klasyfikacja układów rozproszonych opiera się na różnicy w stanie skupienia ośrodka dyspersyjnego i fazy rozproszonej. Kombinacje trzech typów stanów zagregowanych pozwalają wyróżnić dziewięć typów systemów rozproszonych. Dla zwięzłości oznacza się je zwykle ułamkiem, którego licznik wskazuje fazę rozproszoną, a mianownik wskazuje ośrodek dyspersyjny, np. dla układu „gaz w cieczy” przyjmuje się oznaczenie G/L.

roztwory koloidalne. Stan koloidalny jest charakterystyczny dla wielu substancji, których cząstki mają wielkość od 1 do 500 nm. Łatwo wykazać, że całkowita powierzchnia tych cząstek jest ogromna. Jeżeli przyjmiemy, że cząstki mają kształt kuli o średnicy 10 nm, to przy całkowitej objętości tych cząstki 1 cm 3 będą mieli

powierzchnia około 10 m2. Jak wspomniano wcześniej, warstwa powierzchniowa charakteryzuje się energią powierzchniową i zdolnością adsorbowania określonych cząstek, w tym jonów

z rozwiązania. charakterystyczna cecha Cząstkami koloidalnymi jest obecność na ich powierzchni ładunku w wyniku selektywnej adsorpcji jonów. Cząstka koloidalna ma złożoną strukturę. Obejmuje jądro, zaadsorbowane jony, kontryniny i rozpuszczalnik. Istnieją liofilowe (guid.

rofilowe) koloidy, w których rozpuszczalnik oddziałuje z jądrami cząstek, koloidy inofobowe (hydrofobowe), w których rozpuszczalnik nie oddziałuje z jądrami

cząstki. Rozpuszczalnik wchodzi w skład cząstek hydrofobowych tylko jako otoczka solwatu zaadsorbowanych jonów lub w obecności stabilizatorów (środków powierzchniowo czynnych) posiadających część liofobową i liofilową.

Oto kilka przykładów cząstek koloidalnych:

Jak. widać, że rdzeń składa się z elektrycznie obojętnego agregatu cząstek z zaadsorbowanymi jonami pierwiastków tworzących rdzeń (w tych przykładach jony Ag +, HS-, Fe 3+). Cząstka koloidalna oprócz jądra posiada przeciwjony i cząsteczki rozpuszczalnika. Zaadsorbowane jony i przeciwjony tworzą z rozpuszczalnikiem zaadsorbowaną warstwę. Całkowity ładunek cząstki jest równy różnicy między ładunkami zaadsorbowanych jonów i przeciwjonów. Wokół cząstek znajduje się rozproszona warstwa jonów, których ładunek jest równy liczbie cząstki koloidalnej. Cząstki koloidalne i rozproszone warstwy tworzą elektrycznie obojętną micelę

micele(zdrobnienie od łac. mika(cząstka, ziarno) - cząstki w układach koloidalnych składają się z bardzo małego jądra nierozpuszczalnego w danym ośrodku, otoczonego stabilizującą otoczką zaadsorbowanych jonów i cząsteczek rozpuszczalnika. Na przykład micela siarczku arsenu ma strukturę:

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

Średnia wielkość miceli wynosi od 10-5 do 10-7 cm.

Koagulacja- rozdzielenie roztworu koloidalnego na dwie fazy - rozpuszczalnik i galaretowatą masę lub zgęstnienie roztworu w wyniku zgrubienia cząstek substancji rozpuszczonej

Peptyzacja to proces przejścia koloidalnego osadu lub żelu w roztwór koloidalny pod działaniem cieczy lub dodanych do niej substancji dobrze adsorbowanych przez osad lub żel, w tym przypadku zwanych peptyzatorami (np. działanie żółci).
Peptyzacja - oddzielanie agregatów cząstek żeli (galaretki) lub luźnych osadów pod wpływem niektórych substancji - peptyzatorów po koagulacji roztworów koloidalnych. W wyniku peptyzacji osad (lub żel) przechodzi w stan zawiesiny.

ROZWIĄZANIA, systemy jednofazowe składające się z dwóch lub więcej elementów. W zależności od stanu skupienia roztwory mogą być stałe, ciekłe lub gazowe.

Rozpuszczalność, zdolność substancji do tworzenia z inną substancją (lub substancjami) jednorodnych mieszanin o rozproszonym rozkładzie składników (patrz Roztwory). Rozpuszczalnik jest ogólnie uważany za substancję, która czysta forma istnieje w tym samym stanie agregacji, co wynikowe rozwiązanie. Jeżeli przed rozpuszczeniem obie substancje były w tym samym stanie skupienia, za rozpuszczalnik uważa się substancję obecną w mieszaninie w znacznie większej ilości.

Rozpuszczalność jest określona przez fizyczne i chemiczne powinowactwo cząsteczek rozpuszczalnika i substancji rozpuszczonej, stosunek energii przez oddziaływanie jednorodnych i niepodobnych składników roztworu. Z reguły są dobrze rozpuszczalne w sobie, podobne pod względem fizycznym. i chemia. właściwości materii (empiryczna zasada „podobne rozpuszcza się w podobnym”). W szczególności substancje składające się z cząsteczek polarnych oraz substancje z wiązaniem jonowym są dobrze zolowe. w rozpuszczalnikach polarnych (woda, etanol, ciekły amoniak), a substancje niepolarne są dobrze rozpuszczalne. w rozpuszczalnikach niepolarnych (benzen, dwusiarczek węgla).

Rozpuszczalność danej substancji zależy od temperatury i odpowiada ciśnieniu ogólna zasada przesunięcie równowagi (patrz zasada Le Chateliera-Browna). Stężenie nasyconego roztworu w danych warunkach określa liczbowo R. substancji w danym rozpuszczalniku i jest również nazywane. rozpuszczalność. Roztwory przesycone zawierają większą ilość substancji rozpuszczonej, niż odpowiada jej rozpuszczalność, istnienie roztworów przesyconych wynika z kinetyki. trudności z krystalizacją (patrz Pochodzenie nowej fazy). Aby scharakteryzować rozpuszczalność substancji słabo rozpuszczalnych, stosuje się iloczyn aktywności PA (dla roztworów zbliżonych właściwościami do ideału, iloczyn rozpuszczalności PR).