Zadanie 336.
W temperaturze 150°C część reakcji kończy się w ciągu 16 minut. Biorąc współczynnik temperaturowy szybkości reakcji równy 2,5, oblicz po jakim czasie reakcja zakończy się, jeżeli będzie prowadzona: a) w temperaturze 20°C 0°C; b) w temperaturze 80°C.
Rozwiązanie:
Zgodnie z regułą van't Hoffa zależność prędkości od temperatury wyraża się równaniem:

v t i k t – stała szybkości i szybkości reakcji w temperaturze t°C; v (t + 10) i k (t + 10) to te same wartości w temperaturze (t + 10 0 C); - współczynnik temperaturowy szybkości reakcji, którego wartość dla większości reakcji mieści się w przedziale 2 – 4.

a) Biorąc pod uwagę, że szybkość reakcji chemicznej w danej temperaturze jest odwrotnie proporcjonalna do czasu jej trwania, dane podane w opisie problemu podstawiamy do wzoru ilościowo wyrażającego regułę Van’t Hoffa, otrzymujemy:

b) Ponieważ reakcja ta przebiega wraz ze spadkiem temperatury, to w danej temperaturze szybkość tej reakcji jest wprost proporcjonalna do czasu jej trwania, dane podane w opisie problemu podstawiamy do wzoru ilościowo wyrażającego van' t Reguła Hoffa, otrzymujemy:

Odpowiedź: a) w 200°C t2 = 9,8 s; b) w 80 0 C t3 = 162 godz. 1 min 16 s.

Zadanie 337.
Czy wartość stałej szybkości reakcji zmieni się: a) przy wymianie jednego katalizatora na inny; b) kiedy zmieniają się stężenia reagujących substancji?
Rozwiązanie:
Stała szybkości reakcji jest wartością zależną od rodzaju reagujących substancji, temperatury i obecności katalizatorów, a nie zależy od stężenia reagujących substancji. Może być równa szybkości reakcji w przypadku, gdy stężenia reagentów są równe jedności (1 mol/l).

a) Podczas wymiany jednego katalizatora na inny szybkość danej reakcji chemicznej ulegnie zmianie lub wzrośnie. Jeśli zastosuje się katalizator, szybkość reakcji chemicznej wzrośnie, a wartość stałej szybkości reakcji odpowiednio wzrośnie. Zmiana wartości stałej szybkości reakcji nastąpi także przy wymianie jednego katalizatora na inny, co spowoduje zwiększenie lub zmniejszenie szybkości tej reakcji w stosunku do katalizatora pierwotnego.

b) Gdy zmieni się stężenie reagentów, wartości szybkości reakcji ulegną zmianie, ale wartość stałej szybkości reakcji nie ulegnie zmianie.

Zadanie 338.
Czy efekt termiczny reakcji zależy od jej energii aktywacji? Uzasadnij odpowiedź.
Rozwiązanie:
Efekt cieplny reakcji zależy jedynie od stanów początkowych i końcowych układu i nie zależy od etapów pośrednich procesu. Energia aktywacji to nadwyżka energii, jaką muszą posiadać cząsteczki substancji, aby ich zderzenie doprowadziło do powstania nowej substancji. Energię aktywacji można zmieniać zwiększając lub zmniejszając temperaturę, odpowiednio ją obniżając lub zwiększając. Katalizatory obniżają energię aktywacji, a inhibitory ją obniżają.

Zatem zmiana energii aktywacji prowadzi do zmiany szybkości reakcji, ale nie do zmiany efektu cieplnego reakcji. Efekt cieplny reakcji jest wartością stałą i nie zależy od zmian energii aktywacji danej reakcji. Na przykład reakcja tworzenia amoniaku z azotu i wodoru ma postać:

Ta reakcja jest egzotermiczna, > 0). Reakcja przebiega ze spadkiem liczby moli reagujących cząstek i liczby moli substancji gazowych, co prowadzi układ ze stanu mniej stabilnego do bardziej stabilnego, maleje entropia,< 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:

Zadanie 339.
W przypadku której reakcji, bezpośredniej czy odwrotnej, energia aktywacji jest większa, jeśli w reakcji bezpośredniej wydziela się ciepło?
Rozwiązanie:
Różnica między energiami aktywacji reakcji do przodu i do tyłu jest równa efektowi termicznemu: H = E a(obr.) - E a(obr.) . Reakcja ta zachodzi wraz z wydzieleniem ciepła, tj. jest egzotermiczny,< 0 Исходя из этого, энергия активации прямой реакции имеет меньшее значение, чем энергия активации обратной реакции:
E a (przykład)< Е а(обр.) .

Odpowiedź: E a (przykład)< Е а(обр.) .

Zadanie 340.
Ile razy wzrośnie szybkość reakcji zachodzącej w temperaturze 298 K, jeśli jej energia aktywacji zmniejszy się o 4 kJ/mol?
Rozwiązanie:
Oznaczmy spadek energii aktywacji o Ea oraz stałe szybkości reakcji przed i po zmniejszeniu energii aktywacji odpowiednio o k i k.” Korzystając z równania Arrheniusa otrzymujemy:

E a – energia aktywacji, k i k” – stałe szybkości reakcji, T – temperatura w K (298).
Podstawiając dane problemowe do ostatniego równania i wyrażając energię aktywacji w dżulach, obliczamy wzrost szybkości reakcji:

Odpowiedź: 5 razy.

Reguła Van't Hoffa:

Gdy temperatura wzrasta o 10 stopni, prędkość jednorodnej reakcji chemicznej wzrasta 2-4 razy.

gdzie V2 to szybkość reakcji w temperaturze T2, V1 to szybkość reakcji w temperaturze T1, to współczynnik temperaturowy reakcji (jeśli jest np. równy 2, to szybkość reakcji wzrośnie 2-krotnie, gdy temperatura wzrośnie o 10 stopni).

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

Teoria zderzeń aktywnych uogólnia prawa zależność szybkości reakcji chemicznej 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 w przybliżeniu tej samej energii, następuje jej redystrybucja, w wyniku której energia jednej z cząsteczek osiąga wartość odpowiadającą energii aktywacji.

4. Wpływ temperatury na szybkość reakcji: przesunięcie równowagi pomiędzy cząsteczkami zwykłymi i aktywnymi w kierunku wzrostu stężenia tej pierwszej.

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

Energia aktywacji Ea- minimalna dodatkowa energia, jaką należy przekazać cząsteczce powyżej jej wartości średniej, aby reakcja chemiczna była możliwa. 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 prędkości reakcje chemiczne w obecności substancji, które po zakończeniu reakcji pozostają niezmienione w formie i ilości. Zwiększenie szybkości reakcji nazywa się kataliza dodatnia, zmniejszenie - kataliza ujemna (lub hamowanie). Katalizatory wymienić substancje powodujące katalizę dodatnią; substancje spowalniające reakcje - inhibitory. Wyróżnia się katalizę homogeniczną i heterogeniczną. Przyspieszenie reakcji dysproporcjonowania nadtlenku wodoru w roztworze wodnym w obecności jonów dwuchromianowych jest przykładem katalizy jednorodnej (katalizator tworzy jedną fazę z mieszaniną reakcyjną), a w obecności tlenku manganu(IV) jest przykładem katalizy heterogenicznej (wodny roztwór nadtlenku wodoru – faza ciekła, tlenek manganu – twardy). Katalizatory reakcji biochemicznych mają charakter białkowy i nazywane są enzymy. Enzymy różnią się od konwencjonalnych katalizatorów wieloma cechami: 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 wydajność tylko w łagodnych warunkach, charakteryzujących się małym zakresem temperatur i wartości pH.Aktywność enzymu = szybkość reakcji zerowego rzędu. 8. Równowaga chemiczna. Odwracalne i nieodwracalne w kierunku reakcji. Równowaga chemiczna: stan dynamiczny, w którym szybkości reakcji do przodu i do tyłu są równe. Stała równowagi: przy stałym warunki zewnętrzne w równowadze stosunek iloczynu stężeń produktów do iloczynu stężeń reagentów, z uwzględnieniem stechiometrii, jest wartością stałą, niezależną od skład chemiczny systemy. Kc jest powiązane ze standardowym Gibbsem E zależnością: Zasada Le Chateliera: wpływ dowolnego czynnika (t, c, p) na układ równowagi powoduje przesunięcie równowagi w kierunku, który pomaga przywrócić pierwotne właściwości układu. Warunki równowagi termodynamicznej: G 2 -G 1 =0S 2 -S 1 =0 Odwracalny kierunek: w danych warunkach, spontanicznie płynąc zarówno w kierunku do przodu, jak i do tyłu .Warunki ukończenia: - Trudno 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. Wpływowi tych czynników na reakcję chemiczną podlega wzór, który w ogólnej formie wyraził w 1884 roku francuski naukowiec Le Chatelier. Nowoczesne sformułowanie zasady Le Chateliera jest następujące:

9. Rola wody i roztworów w życiu. Termodynamika rozpuszczania.Rozwiązanie to jednorodny układ o zmiennym składzie dwóch lub więcej substancji, będący w stanie równowagi. Klasyfikacja: 1) zawieszenie(układ gruboziarnisty): zawiesiny (ciało stałe w cieczy) i emulsje (ciecz w cieczy) 2) koloidy, zole(układy drobno rozproszone). Wartość rozwiązań w życiu: wiele procesów chemicznych zachodzi tylko pod warunkiem, że substancje w nich uczestniczące są w stanie rozpuszczonym. Najważniejszymi płynami biologicznymi (krew, limfa, mocz, ślina, pot) są roztwory soli, białek, węglowodanów, lipidów w wodzie. Wchłanianie pokarmu wiąże się z przejściem składników odżywczych do stanu rozpuszczonego. Reakcje biochemiczne w organizmach żywych zachodzą w roztworach. Biopłyny biorą udział w transporcie składników odżywczych (tłuszczów, aminokwasów, tlenu), leków do narządów i tkanek, a także w wydalaniu metabolitów z organizmu. W płynnych mediach ciała, stała kwasowość, stężenie soli i materia organiczna(homeostaza stężenia). Najpopularniejszym rozpuszczalnikiem na naszej planecie jest woda. Cechy wody: jego pojemność cieplna przewyższa wszystkie substancje; nieprawidłowe zachowanie podczas chłodzenia - woda staje się gęstsza, zaczyna opadać, a następnie podnosi 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 woda w stanie ciekłym, tj. bez topienia); woda rozpuszcza wszystkie substancje (jedyne pytanie ile?); wysoka stała dielektryczna wody (wartość wskazująca, ile razy siła oddziaływania dwóch ładunków w danej substancji jest mniejsza niż w próżni); wysoka temperatura krytyczna; woda jest amfolitem (nie kwasem, nie zasadą); uczestniczy w tworzeniu struktur polimerowych organizmu (białka, lipidy...); podstawa transportu przez błonę. Termodynamika rozpuszczania: zgodnie z II zasadą termodynamiki przy p, T=stała substancje mogą samoistnie rozpuścić się w dowolnym rozpuszczalniku, jeśli w wyniku tego procesu energia Gibbsa układu maleje, tj. . G=(H - T S)<0 . (H- współczynnik entalpii, T S-współczynnik entropii rozpuszczania). Podczas rozpuszczania substancji płynnych i stałych S>0. Podczas rozpuszczania gazów w cieczy S<0. Zmiana entalpii jest sumą algebraiczną zmiany entalpii H kr w wyniku zniszczenia sieci krystalicznej i zmian entalpii H rozt w wyniku solwatacji przez cząstki rozpuszczalnika H odległość = H kr +H Sol . Kiedy gazy się rozpuszczają, entalpia H cr = 0, ponieważ nie ma potrzeby zużywania energii na niszczenie sieci krystalicznej. Podczas rozpuszczania może nastąpić zmiana zarówno entropii, jak i entalpii. 10 . Idealne rozwiązanie- entalpia mieszania wynosi 0 (jednorodne mieszaniny węglowodorów; rozwiązanie hipotetyczne, w którym wszystkie siły oddziaływania międzycząsteczkowego są równe). Stała rozpuszczalności lub PR- jest to iloczyn stężeń jonów trudno rozpuszczalnego elektrolitu w roztworze nasyconym w danej temperaturze - wartość stała BaCO3 = Ba + CO3, Ks=Warunki rozpuszczania i powstawania opadów Wytrącanie i rozpuszczanie to 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 będzie odwrotnie 11. Właściwości koligatywne roztworów. Właściwości koligatywne roztworów- są to te właściwości, które w danych warunkach okazują się równe i niezależne od charakteru chemicznego rozpuszczonej substancji; właściwości rozwiązań zależne jedynie od liczby jednostek kinetycznych i ich ruchu termicznego. Prawo Raoulta i jego następstwa- Parę pozostającą w równowadze z cieczą nazywamy nasyconą. Ciśnienie takiej pary nad czystym rozpuszczalnikiem (p0) nazywane jest ciśnieniem pary nasyconej lub ciśnieniem czystego rozpuszczalnika. Prężność pary roztworu zawierającego nielotną substancję rozpuszczoną jest wprost proporcjonalna do ułamka molowego rozpuszczalnika w roztworze: p = p0 · χр-л, gdzie p to prężność pary nad roztworem, PA, p0 to prężność pary nad czystym rozpuszczalnikiem, χр-л to ułamek molowy rozpuszczalnika. Dla roztworów elektrolitów stosuje się nieco inną postać równania, co pozwala należy dodać do niego współczynnik izotoniczny: Δp = i · p0 · χв -va, gdzie Δp to rzeczywista zmiana ciśnienia w porównaniu z czystym rozpuszczalnikiem, χv-va to ułamek molowy substancji w roztworze. Z prawa Raoulta wynikają dwa konsekwencje. Według jednego z nich temperatura wrzenia roztworu jest wyższa niż temperatura wrzenia rozpuszczalnika. Dzieje się tak dlatego, że prężność pary nasyconej rozpuszczalnika nad roztworem zrównuje się z ciśnieniem atmosferycznym (stanem wrzenia cieczy) w wyższej temperaturze niż w przypadku czystego rozpuszczalnika. Wzrost temperatury wrzenia Tbp jest proporcjonalny do molalności roztworu: Zagotuj = Ke cm gdzie Ke jest stałą ebulioskopową rozpuszczalnika, cm jest stężeniem molowym druga konsekwencja z prawa Raoulta temperatura zamarzania (krystalizacji) roztworu jest niższa niż temperatura zamarzania (krystalizacji) czystego rozpuszczalnika. Wynika to z niższej prężności pary rozpuszczalnika nad roztworem niż nad rozpuszczalnikiem. Spadek temperatury zamarzania (krystalizacji) Tzam jest proporcjonalny do molalności roztworu : Tzam= Kk cm gdzie Kk jest stałą krioskopową roztworu Obniżenie temperatury krystalizacji roztworów Stan krystalizacja jest równa prężności pary nasyconej rozpuszczalnika nad roztworem i prężności pary nad stałym rozpuszczalnikiem. Ponieważ prężność pary rozpuszczalnika nad roztworem jest zawsze niższa niż nad czystym rozpuszczalnikiem, tę równość zawsze można osiągnąć w temperaturze niższej niż temperatura zamarzania rozpuszczalnika. Zatem woda oceaniczna zaczyna zamarzać w temperaturze około minus 2 ° C. Różnica między temperaturą krystalizacji rozpuszczalnika a temperaturą, w której roztwór zaczyna krystalizować, polega na spadku temperatury krystalizacji. Zwiększanie temperatury wrzenia roztworówCiecz wrze w temperaturze, w której całkowite ciśnienie pary nasyconej zrównuje się z ciśnieniem zewnętrznym. prężność pary nasyconej nad roztworem w dowolnej temperaturze będzie mniejsza niż nad czystym rozpuszczalnikiem, a w wyższej temperaturze zostanie osiągnięta równość z ciśnieniem zewnętrznym. 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 charakteru substancji rozpuszczonej i jest wprost proporcjonalna do stężenia molowego roztworu. Samoistne przejście rozpuszczalnika przez półprzepuszczalną membranę oddzielającą roztwór od rozpuszczalnika lub dwóch roztworów o różnym stężeniu substancji rozpuszczonej nazywa się przez osmozę. Osmoza powstaje w wyniku dyfuzji cząsteczek rozpuszczalnika przez półprzepuszczalną przegrodę, przez którą przedostają się tylko cząsteczki rozpuszczalnika. Cząsteczki rozpuszczalnika dyfundują z rozpuszczalnika do roztworu lub z roztworu mniej stężonego do bardziej stężonego.Osmozę charakteryzuje się ilościowo ciśnienie osmotyczne równy sile na jednostkę powierzchni i zmuszający cząsteczki rozpuszczalnika do przedostania się 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 przejść cząsteczek do przodu i do tyłu przez półprzepuszczalną przegrodę stają się takie same. Ciśnienie osmotyczne wzrasta wraz ze wzrostem stężenia i temperatury substancji rozpuszczonej. 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 dobrze ważną rolę w procesach biologicznych, zapewniając przepływ wody do komórek i innych struktur. Nazywa się roztwory o tym samym ciśnieniu osmotycznym izotoniczny. Jeżeli ciśnienie osmotyczne jest wyższe od ciśnienia wewnątrzkomórkowego, wówczas nazywa się je hipertonicznym, jeżeli jest niższe od ciśnienia wewnątrzkomórkowego, nazywa się je hipotonicznym. Współczynnik izotoniczny (także współczynnik Van't Hoffa; oznaczony jako i) jest bezwymiarowym parametrem charakteryzującym zachowanie substancji w roztworze. Jest ona liczbowo równa stosunkowi wartości pewnej właściwości koligatywnej roztworu danej substancji do wartości tej samej właściwości koligatywnej nieelektrolitu o tym samym stężeniu, przy niezmienionych pozostałych parametrach układu. Izoosmia- względna stałość ciśnienia osmotycznego w płynnych ośrodkach i tkankach organizmu, dzięki utrzymywaniu się na danym poziomie stężeń zawartych w nich substancji: elektrolitów, białek. Jest to jedna z najważniejszych stałych fizjologicznych organizmu, zapewniana przez mechanizmy samoregulacji (homeostaza). HEMOLIZA- zniszczenie czerwonych krwinek, któremu towarzyszy uwolnienie z nich hemoglobiny. Przyczyny fizyczne obejmują działanie wysokich i niskich temperatur, ultradźwięków, przyczyny chemiczne - niektóre trucizny hemolityczne leki itp. Hemoliza może wystąpić w wyniku przetoczenia niezgodnej krwi lub podania roztworów hipotonicznych. Plazmoliza- po umieszczeniu komórek w roztworze hipertonicznym woda z komórek opuszcza je do bardziej stężonego roztworu i obserwuje się kurczenie się komórek.

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

Elektrolity- są to substancje posiadające jonowe lub silnie polarne wiązania kowalencyjne w roztworach wodnych, które ulegają dysocjacji elektrolitycznej, w wyniku czego powstają kationy i aniony.

Silne elektrolity- substancje, które mogą całkowicie dysocjować. Należą do nich większość soli, a także niektóre substancje o strukturze molekularnej (HCl).

Słabe elektrolity dysocjują w niewielkim stopniu, a ich przeważająca postać ma charakter molekularny (H2S, kwasy organiczne).

Zdolność elektrolitu molekularnego do dysocjacji określa się ilościowo stopień jonizacji ( zależy to od stężenia elektrolitu ):

gdzie Ntot to całkowita liczba cząsteczek w roztworze; Njonizacja to liczba cząsteczek, które rozpadły się na jony.

Stała jonizacji:

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

- substancja, która nie uległa rozkładowi na jony.

Prawo rozcieńczeń Ostwalda:

K= α 2 c/1- α,

Gdzie α jest stopniem jonizacji

C – stężenie molowe

Siła jonowa roztworu:

I=0,5∑с i z ja 2 ,

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

z i jest ładunkiem jonu.

Aktywność jonów jest jego efektywnym stężeniem.

Aktywność jest powiązana ze stężeniem molowym w następujący sposób:

gdzie f – czynnik aktywności

Elektrolity w organizmie: Na i Cl biorą udział w utrzymaniu równowagi kwasowo-zasadowej i osmotycznej w organizmie. Sa odgrywa dużą rolę w budowie tkanki kostnej i zębów, w regulacji kwasowości krwi i jej krzepnięciu, w pobudliwości mięśni i tkanki nerwowej. DO występuje głównie w płynach ustrojowych i miękkie chusteczki, gdzie jest niezbędny element aby utrzymać ciśnienie osmotyczne i regulować pH krwi. Mg jest kofaktorem wielu reakcji enzymatycznych i jest niezbędny na wszystkich etapach syntezy białek. W organizmach żywych Fe jest ważnym pierwiastkiem śladowym katalizującym procesy wymiany tlenu. Współ jest częścią witaminy B 12, bierze udział w hematopoezie, funkcjach system nerwowy i wątroba, reakcje enzymatyczne. Zn niezbędna w metabolizmie witaminy E, bierze udział w syntezie różnych hormonów anabolicznych w organizmie, m.in. insuliny, testosteronu i hormonu wzrostu. Mn wpływa na wzrost, tworzenie krwi i funkcję gruczołów płciowych.

Ślina jako elektrolit jest złożonym środowiskiem biochemicznym. Liczba jonów H+ i OH określa pH śliny, które zwykle wynosi 6,9. Wartość pH zmienia się w zależności od charakteru procesu patologicznego w jamie ustnej. Dlatego w chorobach zakaźnych ślina ma odczyn kwaśny. substancje nieorganiczne, ślina zawiera aniony chloru, bromu, jodu, fluoru.Aniony fosforanowe i fluorowe przyczyniają się do wzrostu potencjałów elektrochemicznych, aniony chlorowe - przenoszą ładunki jonowe i są depolaryzatorem (czynnikiem przyspieszającym procesy anodowe i katodowe).Mikroelementy w ślinie oznaczane są: 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, to zgodnie z równaniem kinetycznym reakcji główny wpływ temperatury na szybkość reakcji polega na zmianie stałej szybkości reakcji. Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta energia zderzających się cząstek i wzrasta prawdopodobieństwo, że podczas zderzenia nastąpi przemiana chemiczna.

Zależność szybkości reakcji od temperatury można scharakteryzować za pomocą współczynnika temperaturowego.

Dane eksperymentalne dotyczące wpływu temperatury na szybkość wielu reakcji chemicznych w zwykłych temperaturach (273–373 K), w małym zakresie temperatur, wykazały, że zwiększenie 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)oznacza wzrost szybkości reakcji wraz ze wzrostem temperatury o 10stopni.

(4.63)

gdzie i są stałymi szybkości w temperaturach i ; - współczynnik temperaturowy szybkości reakcji.

Gdy temperatura wzrośnie o N dziesiątek stopni, stosunek stałych szybkości będzie równy

Gdzie N może być liczbą całkowitą lub ułamkiem.

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 współczynnikiem przedwykładniczym, który nie zależy od temperatury, ale zależy jedynie od rodzaju reakcji; E – energia aktywacji reakcji chemicznej. Energię aktywacji można przedstawić jako pewną energię progową, która charakteryzuje wysokość bariery energetycznej na drodze reakcji. Energia aktywacji jest również niezależna od temperatury.

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

Energia aktywacji bezpośredniej ( mi 1) i odwrotnie ( mi 2) reakcja jest związana z efektem termicznym reakcji D N współczynnik (patrz ryc. 1):

mi 1 – mi 2 = D N.

Jeśli reakcja jest endotermiczna i D N> 0, zatem mi 1 >E 2, a energia aktywacji reakcji w przód jest większa niż w reakcji odwrotnej. Jeśli reakcja jest egzotermiczna, to mi 1 < Е 2 .

Równanie Arrheniusa (101) można zapisać w postaci różniczkowej:

Z równania wynika, że ​​im wyższa jest energia aktywacji E, tym szybciej wzrasta szybkość reakcji wraz ze wzrostem temperatury.

Oddzielając zmienne k I T i biorąc pod uwagę mi wartość stała, po całkowaniu równania (4.66) otrzymujemy:

Ryż. 5. Na wykresie k–1/T.

, (4.67)

gdzie A jest czynnikiem przedwykładniczym mającym wymiar stałej szybkości. Jeżeli to równanie jest prawdziwe, to na wykresie we współrzędnych punkty doświadczalne leżą na prostej pod kątem a do osi odciętej, a współczynnik kątowy () jest równy , co pozwala obliczyć energię aktywacji reakcja chemiczna z zależności stałej szybkości od temperatury zgodnie z równaniem.

Energię aktywacji reakcji chemicznej można obliczyć ze stałych szybkości w dwóch różnych temperaturach, korzystając z równania

. (4.68)

Teoretyczne wyprowadzenie równania Arrheniusa przeprowadzono dla reakcji elementarnych. Jednak doświadczenie pokazuje, że zdecydowana większość złożonych reakcji również podlega temu równaniu. Jednak w przypadku reakcji złożonych energia aktywacji i współczynnik przedwykładniczy w równaniu Arrheniusa nie mają określonego znaczenia fizycznego.

Równanie Arrheniusa (4.67) pozwala w zadowalający sposób opisać szeroki zakres reakcji w wąskim zakresie temperatur.

Do opisu zależności szybkości reakcji od temperatury stosuje się także zmodyfikowane równanie Arrheniusa

, (4.69)

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

Równanie (4.69) jest szeroko stosowane w przypadku 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 egzotermicznych reakcjach łańcuchowych stała szybkości reakcji gwałtownie wzrasta w temperaturach powyżej pewnej granicy (eksplozja termiczna).

4.5.1. Przykłady rozwiązywania problemów

Przykład 1. Stała szybkości danej reakcji zmienia się wraz ze wzrostem temperatury w następujący sposób: T 1 = 20°C;

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

Rozwiązanie. Reguła Van't Hoffa pozwala obliczyć współczynnik temperaturowy stałej szybkości z zależności

G N= =2 ¸ 4, gdzie N = = =3;

g 3 = = 49,78 g = 3,68

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

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

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

Temperatura, w której reakcja zakończy się w ciągu 15 minut, wynosi:

20 + 1,9×10 = 39 0 C.

Przykład 3. Stała szybkości reakcji zmydlania octanu etylu roztworem alkalicznym w temperaturze 282,4 K wynosi 2,37 l 2 /mol 2 min. , a w temperaturze 287,40 K wynosi 3,2 l 2 /mol 2 min. Znajdź, w jakiej temperaturze stała szybkości tej reakcji wynosi 4?

Rozwiązanie.

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

= = 40,8 kJ/mol.

2. Znając wartość energii aktywacji z równania Arrheniusa

,

Pytania i zadania do samokontroli.

1. Jakie wielkości nazywane są parametrami „Arrheniusa”?

2.Jakie minimalne dane eksperymentalne są potrzebne do obliczenia energii aktywacji reakcji chemicznej?

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

4. Czy są jakieś odstępstwa 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 cząstek początkowych z ich bezpośrednim przejściem w produkty reakcji, ale składają się z kilku elementarnych etapów. Dotyczy to przede wszystkim reakcji, w których zgodnie z równaniem stechiometrycznym biorą udział więcej niż trzy cząstki. Jednak nawet reakcje dwóch lub jednej cząstki często nie przebiegają zgodnie z prostym mechanizmem dwu- lub jednocząsteczkowym, ale w sposób bardziej złożony, to znaczy poprzez szereg elementarnych etapów.

Reakcje nazywane są złożonymi, jeśli zużycie materiałów wyjściowych i powstawanie produktów reakcji zachodzi w kilku elementarnych etapach, które mogą zachodzić jednocześnie lub sekwencyjnie. Ponadto niektóre etapy zachodzą z udziałem substancji, które nie są ani substancjami wyjściowymi, ani produktami reakcji (substancjami pośrednimi).

Jako przykład złożonej reakcji rozważmy chlorowanie etylenu z wytworzeniem dichloroetanu. Bezpośrednia interakcja musi zachodzić poprzez czteroczłonowy aktywowany kompleks, co wiąże się z pokonaniem wysokiej bariery energetycznej. Szybkość takiego procesu jest niewielka. Jeśli atomy powstają w układzie w taki czy inny sposób (na przykład pod wpływem światła), wówczas proces może przebiegać według mechanizmu łańcuchowego. Atom łatwo przyłącza się za pomocą wiązania podwójnego, tworząc wolny rodnik. Ten wolny rodnik może łatwo oderwać atom od cząsteczki, tworząc produkt końcowy, w wyniku czego następuje regeneracja wolnego atomu.

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, a ta droga zapewnia szybki przebieg reakcji. Biorąc pod uwagę możliwość rekombinacji wolnych atomów i wolnych rodników, pełny schemat procesu można zapisać jako:

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

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

Nazywa się te dwa etapy szeregowo-równolegle, jeśli są one równoległe względem jednego i spójne względem drugiego z cząstek biorących udział w tych etapach.

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

Charakterystyczne oznaki, że reakcja przebiega według złożonego mechanizmu, obejmują:

Niedopasowanie rzędu reakcji i współczynników stechiometrycznych;

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

Przyspieszenie lub spowolnienie procesu poprzez dodanie niewielkich ilości substancji do mieszaniny reakcyjnej;

Wpływ materiału i wielkości naczynia na szybkość reakcji itp.

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

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

Zasada mikroodwracalność Lub szczegółowy bilans:

jeśli w Złożony proces zostanie ustalona równowaga chemiczna, wówczas szybkości reakcji do przodu i do tyłu muszą być równe dla każdego z elementarnych etapów.

Najczęstszym przypadkiem wystąpienia złożonej reakcji jest reakcja przebiegająca przez kilka prostych etapów zachodzących z różną szybkością. Różnica szybkości prowadzi do tego, że kinetykę otrzymywania produktu reakcji można określić na podstawie praw tylko jednej reakcji. Przykładowo dla reakcji równoległych o szybkości całego procesu decyduje prędkość najszybszego etapu, a dla reakcji sekwencyjnych – najwolniejszego. W związku z tym, analizując kinetykę reakcji równoległych ze znaczną różnicą stałych, można pominąć szybkość etapu wolnego, 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, jest to konieczne pełna analiza cały schemat kinetyczny.

Wprowadzenie koncepcji etapu determinującego szybkość reakcji w wielu przypadkach upraszcza matematyczną stronę rozpatrywania takich układów i wyjaśnia fakt, że czasami kinetykę złożonych, wieloetapowych reakcji dobrze opisują proste równania, na przykład pierwszego rzędu.

Czynniki wpływające na reakcję

W organizmie człowieka w żywej komórce zachodzą tysiące reakcji enzymatycznych. Jednak w wieloetapowym łańcuchu procesów różnica między szybkościami poszczególnych reakcji jest dość duża. Zatem syntezę cząsteczek białka w komórce poprzedzają co najmniej dwa kolejne etapy: synteza transferowego RNA i synteza rybosomów. Ale czas, w którym podwaja się stężenie cząsteczek t-RNA, wynosi 1,7 minuty, cząsteczek białka - 17 minut, a rybosomów - 170 minut. Szybkość całego procesu etapu powolnego (ograniczającego), w naszym przykładzie - szybkość syntezy rybosomów. Obecność reakcji ograniczającej zapewnia wysoką niezawodność i elastyczność w kontrolowaniu tysięcy reakcji zachodzących w komórce. Wystarczy monitorować i regulować tylko te najwolniejsze. Ta metoda regulowania szybkości syntezy wieloetapowej nazywana jest zasadą minimum. Pozwala znacznie uprościć i zrobić więcej niezawodny system autoregulacja w komórce.

Klasyfikacje reakcji stosowane w kinetyce: reakcje jednorodne, heterogeniczne i mikroheterogeniczne; reakcje są proste i złożone (równoległe, sekwencyjne, sprzężone, łańcuchowe). Molekularność elementarnego aktu reakcji. Równania kinetyczne. Kolejność reakcji. Pół życia

Reakcje mikroheterogeniczne –

Molekularność reakcji jest określona przez liczbę cząsteczek, które wchodzą w interakcję chemiczną w reakcji elementarnej. Na tej podstawie reakcje dzieli się na jednocząsteczkowe, dwucząsteczkowe i trójcząsteczkowe.

Wtedy reakcje typu A -> B będą monocząsteczkowe, np.:

a) C 16 H 34 (t°C) -> C g H 18 + C 8 H 16 - reakcja krakingu węglowodorów;

b) CaC0 3 (t°C) -> CaO + C0 2 - rozkład termiczny węglanu wapnia.
Reakcje typu A + B -> C lub 2A -> C - mają charakter dwumolekularny, np.:
a) C + 0 2 -> C0 2; b) 2H 2 0 2 -> 2H 2 0 + 0 2 itd.

Reakcje trójcząsteczkowe opisano ogólnymi równaniami, takimi jak:

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

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

Szybkość reakcji w zależności od molekularności zostanie wyrażona równaniami: a) V = do CA - dla reakcji jednocząsteczkowej; b) V = do C A C in lub c) V = do C 2 A - dla reakcji dwucząsteczkowej; d) V = k C C w C e) V = k C 2 A C in lub f) V = k C 3 A - dla reakcji trójcząsteczkowej.

Molekularność to liczba cząsteczek reagujących w jednym elementarnym akcie chemicznym.

Często trudno jest ustalić molekularność reakcji, dlatego stosuje się bardziej formalny znak - kolejność reakcji chemicznej.

Rząd reakcji jest równy sumie wykładników potęg koncentracji w równaniu wyrażającym zależność szybkości reakcji od stężenia reagentów (równanie kinetyczne).

Kolejność reakcji najczęściej nie pokrywa się z molekularnością, gdyż mechanizm reakcji, czyli „elementarny akt” reakcji (patrz definicja znaku molekularności), jest trudny do ustalenia.

Rozważmy kilka przykładów ilustrujących to stanowisko.

1. Szybkość rozpuszczania kryształów opisana jest równaniami kinetyki zerowego rzędu, pomimo jednocząsteczkowego charakteru reakcji: AgCl (TB) ->Ag + + CI", V = k C(AgCl (TB p= k"C( AgCl (ra)) - p - gęstość i jest wartością stałą, tj. szybkość rozpuszczania nie zależy od ilości (stężenia) substancji rozpuszczonej.

2. Reakcja hydrolizy sacharozy: CO + H 2 0 -> C 6 H 12 0 6 (glukoza) + C 6 H 12 0 6 (fruktoza) jest reakcją dwucząsteczkową, ale jej kinetykę opisuje kinetyka pierwszego rzędu równanie: V = k*C cax, ponieważ w warunkach doświadczalnych, także w organizmie, stężenie wody ma stałą wartość C(H 2 0) - const.

3.
Reakcja rozkładu nadtlenku wodoru, która zachodzi przy udziale katalizatorów, zarówno jonów nieorganicznych Fe 3+, metalicznej platyny Cu 2+, jak i enzymów biologicznych, na przykład katalazy, ma ogólną postać:

2H 2 0 2 -> 2H 2 0 + O, czyli jest dwucząsteczkowy.

Zależność szybkości reakcji od stężenia. Równania kinetyczne reakcji pierwszego, drugiego i zerowego rzędu. Eksperymentalne metody wyznaczania szybkości i stałej szybkości reakcji.

Zależność szybkości reakcji od temperatury. Reguła Van't Hoffa. Współczynnik temperaturowy szybkości reakcji i jego cechy procesy biochemiczne.

γ-temperaturowy współczynnik szybkości reakcji.

Fizyczne znaczenie wartości γ polega na tym, że pokazuje ona, ile razy zmienia się szybkość reakcji wraz ze zmianą temperatury na każde 10 stopni.

15. Pojęcie teorii zderzeń aktywnych. Profil energetyczny reakcji; energia aktywacji; Równanie Arrheniusa. Rola czynnika sterycznego. Pojęcie teorii stanu przejściowego.

Zależność pomiędzy stałą szybkości, energią aktywacji i temperaturą opisuje równanie Arrheniusa: k T = k 0 *Ae~ E / RT, gdzie k t i k 0 są stałymi szybkości w temperaturze T, a Te jest podstawą logarytm naturalny, A jest czynnikiem sterycznym.

Współczynnik steryczny A określa prawdopodobieństwo zderzenia dwóch reagujących cząstek w aktywnym centrum cząsteczki. Czynnik ten jest szczególnie ważny w przypadku reakcji biochemicznych z biopolimerami. W reakcjach kwasowo-zasadowych jon H+ musi reagować z końcową grupą karboksylową – COO. Jednak nie każde zderzenie jonu H+ z cząsteczką białka doprowadzi do tej reakcji. Tylko te zderzenia, które bezpośrednio zachodzą w niektórych punktach makrocząsteczek będą efektywne, zwane centrami aktywnymi.

Z równania Arrheniusa wynika, że ​​im niższa energia aktywacji E i im wyższa temperatura T procesu, tym wyższa stała szybkości.

Zadanie nr. 1. Interakcja z wolnym tlenem prowadzi do powstania silnie toksycznego dwutlenku azotu //, chociaż w warunkach fizjologicznych reakcja ta zachodzi powoli i przy niskich stężeniach nie odgrywa znaczącej roli w toksycznym uszkodzeniu komórek, jednak wraz z jej wpływem działanie patogeniczne gwałtownie wzrasta nadprodukcja. Określ, ile razy wzrasta szybkość oddziaływania tlenku azotu (II) z tlenem, gdy ciśnienie w mieszaninie gazów początkowych wzrasta dwukrotnie, jeśli szybkość reakcji opisane równaniem ?

Rozwiązanie.

1. Podwojenie ciśnienia jest równoznaczne z podwojeniem stężenia ( Z) I . Dlatego współczynniki interakcji odpowiadają i przyjmą, zgodnie z prawem działań masowych, wyrażenia: I

Odpowiedź. Szybkość reakcji wzrośnie 8 razy.

Zadanie nr. 2. Uważa się, że stężenie chloru (zielonkawego gazu o ostrym zapachu) w powietrzu powyżej 25 ppm jest niebezpieczne dla życia i zdrowia, jednak istnieją dowody na to, że jeśli pacjent wyzdrowiał po ostrym, ciężkim zatruciu tym gazem, wówczas nie obserwuje się żadnych efektów resztkowych. Określ, jak zmieni się szybkość reakcji zachodzącej w fazie gazowej, jeśli zwiększysz 3-krotnie: stężenie, stężenie, 3) ciśnienie //?

Rozwiązanie.

1. Jeśli oznaczymy stężenia i odpowiednio przez i , to wyrażenie na szybkość reakcji będzie miało postać: .

2. Po 3-krotnym zwiększeniu stężeń będą one równe dla i dla . Zatem wyrażenie na szybkość reakcji będzie miało postać: 1) 2)

3. Wzrost ciśnienia zwiększa więc stężenie reagentów gazowych o tę samą ilość

4. Wzrost szybkości reakcji w stosunku do początkowej określa odpowiednio stosunek: 1) , 2) , 3) .

Odpowiedź. Szybkość reakcji wzrośnie: 1), 2), 3) razy.

Problem nr 3. Jak zmienia się szybkość oddziaływania substancji wyjściowych, gdy zmienia się temperatura od do, jeśli współczynnik temperaturowy reakcji wynosi 2,5?

Rozwiązanie.

1. Współczynnik temperaturowy pokazuje, jak zmienia się szybkość reakcji przy każdej zmianie temperatury (reguła van't Hoffa): .

2. Jeżeli zmiana temperatury wynosi: , to biorąc pod uwagę fakt, że , otrzymujemy: . Stąd, .

3. Korzystając z tabeli antylogarytmów znajdujemy: .

Odpowiedź. Gdy temperatura się zmieni (tj. Wzrośnie), prędkość wzrośnie 67,7 razy.

Problem nr 4. Oblicz współczynnik temperaturowy szybkości reakcji, wiedząc, że szybkość wzrasta 128-krotnie wraz ze wzrostem temperatury.

Rozwiązanie.

1. Zależność szybkości reakcji chemicznej od temperatury wyraża empiryczna reguła van’t Hoffa:

.Rozwiązując równanie dla , znajdujemy: , . Zatem =2

Odpowiedź. =2.

Problem nr 5. Dla jednej z reakcji wyznaczono dwie stałe szybkości: przy 0,00670 i przy 0,06857. Wyznacz stałą szybkości tej samej reakcji w punkcie .

Rozwiązanie.

1. Na podstawie dwóch wartości stałych szybkości reakcji, korzystając z równania Arrheniusa, wyznaczamy energię aktywacji reakcji: . W tym przypadku: Stąd: J/mol.

2. Oblicz stałą szybkości reakcji w , korzystając ze stałej szybkości w i równania Arrheniusa w obliczeniach: . W tym przypadku: i biorąc pod uwagę fakt, że: , otrzymujemy: . Stąd,

Odpowiedź.

Obliczanie stałej równowagi chemicznej i wyznaczanie kierunku przesunięcia równowagi z wykorzystaniem zasady Le Chateliera .

Zadanie nr 6. Dwutlenek węgla // w odróżnieniu od tlenku węgla // nie narusza funkcji fizjologicznych i integralności anatomicznej organizmu żywego, a jego działanie duszące wynika jedynie z obecności w dużych stężeniach i zmniejszenia zawartości procentowej tlenu w wdychanym powietrzu. Czemu to jest równe stała równowagi reakcji / /: w temperaturze wyrażonej poprzez: a) ciśnienia cząstkowe substancji reagujących; b) ich stężenia molowe, wiedząc, że skład mieszaniny równowagowej wyraża się ułamkami objętościowymi: , i , a całkowite ciśnienie w układzie wynosi Pa?

Rozwiązanie.

1. Ciśnienie cząstkowe gazu jest równe ciśnieniu całkowitemu pomnożonemu przez udział objętościowy gazu w mieszaninie, zatem:

2. Podstawiając te wartości do wyrażenia na stałą równowagi, otrzymujemy:

3. Zależność między i ustala się na podstawie równania Mendelejewa-Clapeyrona dla gazów doskonałych i wyraża się równością: , gdzie jest różnica między liczbą moli gazowych produktów reakcji i gazowych substancji wyjściowych. Dla tej reakcji: . Następnie: .

Odpowiedź. Rocznie. .

Zadanie nr 7. W jakim kierunku przesunie się równowaga w następujących reakcjach:

3. ;

a) ze wzrostem temperatury, b) ze spadkiem ciśnienia, c) ze wzrostem stężenia wodoru?

Rozwiązanie.

1. Równowaga chemiczna w układzie ustalana jest przy stałych parametrach zewnętrznych (itp.). Jeżeli te parametry ulegną zmianie, wówczas układ wyjdzie ze stanu równowagi i zacznie dominować reakcja bezpośrednia (w prawo) lub odwrotna (w lewo). Wpływ różnych czynników na zmianę równowagi znajduje odzwierciedlenie w zasadzie Le Chateliera.

2. Rozważmy wpływ na powyższe reakcje wszystkich 3 czynników wpływających na równowagę chemiczną.

a) Wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesuwa się w stronę reakcji endotermicznej, tj. reakcja zachodząca podczas absorpcji ciepła. Reakcje 1. i 3. są egzotermiczne //, dlatego wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesunie się w stronę reakcji odwrotnej, a w reakcji 2 // - w stronę reakcji naprzód.

b) Wraz ze spadkiem ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku wzrostu liczby moli gazów, tj. w stronę większego ciśnienia. W pierwszej i trzeciej reakcji lewa i prawa strona równania będą miały tę samą liczbę moli gazów (odpowiednio 2-2 i 1-1). Dlatego zmiana ciśnienia nie spowoduje zmiany równowagi w układzie. W drugiej reakcji po lewej stronie znajdują się 4 mole gazów, a po prawej 2 mole, zatem wraz ze spadkiem ciśnienia równowaga przesunie się w stronę reakcji odwrotnej.

V) Wraz ze wzrostem stężenia składników reakcji równowaga przesuwa się w kierunku ich zużycia. W pierwszej reakcji w produktach obecny jest wodór, a zwiększenie jego stężenia będzie sprzyjać reakcji odwrotnej, podczas której zostanie on zużyty. W reakcji 2 i 3 wodór jest jedną z substancji wyjściowych, dlatego wzrost jego stężenia przesuwa równowagę w kierunku reakcji, która zachodzi wraz ze zużyciem wodoru.

Odpowiedź.

a) Wraz ze wzrostem temperatury równowaga w reakcjach 1 i 3 przesunie się w lewo, a w reakcji 2 - w prawo.

b) Na reakcje 1 i 3 spadek ciśnienia nie będzie miał wpływu, natomiast w reakcji 2 równowaga zostanie przesunięta w lewo.

c) Wzrost temperatury w reakcjach 2 i 3 spowoduje przesunięcie równowagi w prawo, a w reakcji 1 - w lewo.

1.2. Zadania sytuacyjne nr 7 do 21 utrwalenia materiału (dokonywanego w zeszycie protokolarnym).

Zadanie nr 8. Jak zmieni się szybkość utleniania glukozy w organizmie, gdy temperatura spadnie od do, jeśli współczynnik temperaturowy szybkości reakcji wynosi 4?

Problem nr 9.Korzystając z przybliżonej reguły Van't Hoffa, oblicz o ile należy podnieść temperaturę, aby szybkość reakcji wzrosła 80-krotnie? Przyjmij współczynnik prędkości temperatury równy 3.

Zadanie nr 10. Aby praktycznie zatrzymać reakcję, stosuje się szybkie schładzanie mieszaniny reakcyjnej („zamrażanie reakcyjne”). Określ, ile razy zmieni się szybkość reakcji, gdy mieszanina reakcyjna zostanie schłodzona od 40 do , jeśli współczynnik temperaturowy reakcji wynosi 2,7.

Zadanie nr 11. Izotop stosowany w leczeniu niektórych nowotworów ma okres półtrwania wynoszący 8,1 dnia. Po jakim czasie zawartość jodu radioaktywnego w organizmie pacjenta zmniejszy się 5-krotnie?

Zadanie nr 12. Hydroliza jakiegoś syntetycznego hormonu (farmaceutycznego) jest reakcją pierwszego rzędu ze stałą szybkością 0,25 (). Jak zmieni się stężenie tego hormonu po 2 miesiącach?

Zadanie nr 13. Okres półtrwania radioaktywności wynosi 5600 lat. W żywym organizmie stała ilość jest utrzymywana w wyniku metabolizmu. W szczątkach mamuta zawartość była taka sama jak oryginał. Ustal, kiedy żył mamut?

Zadanie nr 14. Okres półtrwania środka owadobójczego (pestycydu stosowanego do zwalczania owadów) wynosi 6 miesięcy. Pewna jego ilość przedostała się do zbiornika, gdzie określono stężenie mol/l. Po jakim czasie stężenie środka owadobójczego spadnie do poziomu mol/l?

Zadanie nr 15. Tłuszcze i węglowodany utleniają się z zauważalną szybkością w temperaturze 450 - 500 °, a w organizmach żywych - w temperaturze 36 - 40 °. Jaki jest powód gwałtownego spadku temperatury wymaganej do utleniania?

Zadanie nr 16. Nadtlenek wodoru w roztworach wodnych rozkłada się na tlen i wodę. Reakcję przyspieszają zarówno katalizator nieorganiczny (jon), jak i katalizator bioorganiczny (enzym katalaza). Energia aktywacji reakcji bez katalizatora wynosi 75,4 kJ/mol. Jon redukuje ją do 42 kJ/mol, a enzym katalaza – do 2 kJ/mol. Oblicz stosunek szybkości reakcji bez katalizatora w obecności katalazy. Jaki wniosek można wyciągnąć na temat aktywności enzymu? Reakcja zachodzi w temperaturze 27°C.

Zadanie nr 17 Stała szybkości zaniku penicyliny dla walkie-talkie J/mol.

1.3. Pytania kontrolne

1. Wyjaśnij, co oznaczają pojęcia: szybkość reakcji, stała szybkości?

2. Jak wyraża się średnią i rzeczywistą szybkość reakcji chemicznych?

3. Dlaczego ma sens mówienie o szybkości reakcji chemicznych tylko w danym momencie?

4. Formułować definicję reakcji odwracalnej i nieodwracalnej.

5. Zdefiniować prawo działania mas. Czy w równościach wyrażających to prawo znajduje odzwierciedlenie zależność szybkości reakcji od charakteru reagentów?

6. Jak szybkość reakcji zależy od temperatury? Jak nazywa się energia aktywacji? Co się stało aktywne cząsteczki?

7. Od jakich czynników zależy szybkość reakcji jednorodnych i heterogenicznych? Daj przykłady.

8. Jaka jest kolejność i molekularność reakcji chemicznych? W jakich przypadkach nie pasują?

9. Jakie substancje nazywane są katalizatorami? Jaki jest mechanizm przyspieszającego działania katalizatora?

10. Jaka jest koncepcja „zatrucia katalizatora”? Jakie substancje nazywane są inhibitorami?

11. Co nazywa się równowagą chemiczną? Dlaczego nazywa się to dynamicznym? Jakie stężenia reagentów nazywamy równowagą?

12. Co nazywa się stałą równowagi chemicznej? Czy zależy to od charakteru reagujących substancji, ich stężenia, temperatury, ciśnienia? Jakie są cechy matematycznego zapisu stałej równowagi w układach heterogenicznych?

13. Jaka jest farmakokinetyka leków?

14. Procesy zachodzące z medycyna w organizmie, charakteryzują się ilościowo szeregiem parametrów farmakokinetycznych. Podaj główne.