Задача № 1. Взаимодействието със свободния кислород води до образуването на силно токсичен азотен диоксид / /, въпреки че тази реакция протича бавно при физиологични условия и при ниски концентрации не играе съществена роля в токсичното увреждане на клетките, но патогенните ефекти се увеличават рязко с неговия свръхпроизводство. Определете колко пъти се увеличава скоростта на взаимодействие на азотен (II) оксид с кислород, когато налягането в сместа от първоначални газове се удвои, ако скоростта на реакцията 
описани от уравнението 
?
Решение.
1. Удвояването на налягането е еквивалентно на удвояване на концентрацията ( с) И . Следователно скоростите на взаимодействие, съответстващи и ще приемат, в съответствие със закона за масовото действие, изразите: 
И
отговор. Скоростта на реакция ще се увеличи 8 пъти.
Задача № 2. Смята се, че концентрацията на хлор (зеленикав газ с остра миризма) във въздуха над 25 ppm е опасна за живота и здравето, но има доказателства, че ако пациентът се е възстановил от остро тежко отравяне с този газ, тогава не се наблюдават остатъчни ефекти. Определете как ще се промени скоростта на реакцията, протичаща в газовата фаза, ако увеличите 3 пъти: концентрация, концентрация, 3) налягане / /?
Решение.
1. Ако означим концентрациите и съответно с и , то изразът за скоростта на реакцията ще приеме вида: .
2. След увеличаване на концентрациите 3 пъти, те ще бъдат равни за и за . Следователно изразът за скоростта на реакция ще приеме формата: 1) 
2)
3. Следователно увеличаването на налягането увеличава концентрацията на газообразните реагенти със същото количество
4. Увеличаването на скоростта на реакция спрямо първоначалната се определя съответно от съотношението: 1) 
, 2) 
, 3) 
.
отговор. Скоростта на реакция ще се увеличи с: 1) , 2) , 3) пъти.
Проблем No3. Как се променя скоростта на взаимодействие на изходните вещества при промяна на температурата от до, ако температурният коефициент на реакцията е 2,5?
Решение.
1. Температурният коефициент показва как се променя скоростта на реакцията при всяка промяна на температурата (правилото на Вант Хоф): .
2. Ако промяната на температурата е: , тогава като вземем предвид факта, че , получаваме: 
. От тук,.
3. Използвайки таблицата на антилогаритмите намираме: .
отговор. Когато температурата се промени (т.е. се увеличи), скоростта ще се увеличи с 67,7 пъти.
Проблем No4. Изчислете температурния коефициент на скоростта на реакцията, като знаете, че скоростта нараства с фактор 128 с повишаване на температурата.
Решение.
1. Зависимостта на скоростта на химичната реакция от температурата се изразява чрез емпиричното правило на Ван Хоф:
.Решавайки уравнението за , намираме: , . Следователно =2
отговор. =2.
Проблем No5. За една от реакциите бяха определени две скоростни константи: при 0,00670 и при 0,06857. Определете константата на скоростта за същата реакция при .
Решение.
1. Въз основа на две стойности на константите на скоростта на реакцията, използвайки уравнението на Арениус, ние определяме енергията на активиране на реакцията: 
. За този случай: От тук: 
J/mol.
2. Изчислете константата на скоростта на реакцията при , като използвате константата на скоростта при и уравнението на Арениус в изчисленията: 
. За този случай: и като се има предвид фактът, че: 
, получаваме: . следователно
отговор.
Изчисляване на константата на химичното равновесие и определяне на посоката на изместване на равновесието с помощта на принципа на Le Chatelier .
Задача No6.Въглеродният диоксид / / за разлика от въглеродния оксид / / не нарушава физиологичните функции и анатомичната цялост на живия организъм и тяхното задушаващо действие се дължи само на наличието във високи концентрации и намаляването на процента на кислород във вдишвания въздух. На какво е равно равновесна константа на реакцията / /: 
при температура, изразена чрез: а) парциални налягания на реагиращите вещества; б) техните моларни концентрации, като се знае, че съставът на равновесната смес се изразява с обемни части: , и , а общото налягане в системата е Pa?
Решение.
1. Парциалното налягане на газ е равно на общото налягане, умножено по обемната част на газа в сместа, следователно:
2. Замествайки тези стойности в израза за равновесната константа, получаваме:
3. Връзката между и се установява на базата на уравнението на Менделеев-Клапейрон за идеалните газове и се изразява с равенството: 
, където е разликата между броя молове газообразни реакционни продукти и газообразни изходни вещества. За тази реакция:. След това: 
.
отговор. татко .
Задача No7.В каква посока ще се измести равновесието при следните реакции:
3. 
;
а) с повишаване на температурата, б) с намаляване на налягането, в) с увеличаване на концентрацията на водород?
Решение.
1. Химичното равновесие в системата се установява при постоянни външни параметри (и др.). Ако тези параметри се променят, тогава системата напуска състоянието на равновесие и започва да преобладава пряката (вдясно) или обратната реакция (вляво). Влиянието на различни фактори върху изместването на равновесието е отразено в принципа на Le Chatelier.
2. Нека разгледаме влиянието върху горните реакции на всичките 3 фактора, влияещи върху химичното равновесие.
а) С повишаване на температурата равновесието се измества към ендотермичната реакция, т.е. реакция, която протича с абсорбцията на топлина. Първата и третата реакция са екзотермични / /, следователно с повишаване на температурата равновесието ще се измести към обратната реакция, а във втората реакция / / - към предната реакция.
б) С намаляване на налягането равновесието се измества към увеличаване на броя на моловете газове, т.е. към по-голям натиск. При 1-вата и 3-тата реакция лявата и дясната страна на уравнението ще имат еднакъв брой молове газове (съответно 2-2 и 1-1). Следователно промяната в налягането няма да причинипромени в равновесието в системата. Във втората реакция има 4 мола газове от лявата страна и 2 мола от дясната страна, следователно, когато налягането намалява, равновесието ще се измести към обратната реакция.
V) С увеличаване на концентрацията на реакционните компоненти равновесието се измества към тяхното потребление.При първата реакция водородът присъства в продуктите и увеличаването на неговата концентрация ще засили обратната реакция, по време на която той се изразходва. Във 2-ра и 3-та реакция водородът е сред изходните вещества, така че увеличаването на концентрацията му измества равновесието към реакцията, която протича с консумацията на водород.
отговор.
а) С повишаване на температурата равновесието в реакции 1 и 3 ще се измести наляво, а в реакция 2 - надясно.
б) Реакции 1 и 3 няма да бъдат засегнати от намаляване на налягането, но в реакция 2 равновесието ще бъде изместено наляво.
в) Повишаването на температурата в реакции 2 и 3 ще доведе до изместване на равновесието надясно, а в реакция 1 - наляво.
1.2. Ситуационни задачи № 7 до 21за затвърдяване на материала (извършва се в протоколна тетрадка).
Задача No8.Как ще се промени скоростта на окисление на глюкозата в тялото, когато температурата се понижи от до, ако температурният коефициент на скоростта на реакцията е 4?
Проблем No9.Като използвате приблизителното правило на Вант Хоф, изчислете колко трябва да се повиши температурата, за да се увеличи скоростта на реакцията 80 пъти? Вземете коефициента на температурна скорост равен на 3.
Задача No10.За да се спре практически реакцията, се използва бързо охлаждане на реакционната смес („замразяване на реакцията“). Определете колко пъти ще се промени скоростта на реакцията, когато реакционната смес се охлади от 40 до , ако температурният коефициент на реакцията е 2,7.
Задача No11.Изотопът, използван за лечение на някои тумори, има полуживот от 8,1 дни. След колко време съдържанието на радиоактивен йод в тялото на пациента ще намалее 5 пъти?
Задача No12.Хидролизата на някои синтетични хормони (фармацевтични) е реакция от първи ред с константа на скоростта 0,25 (). Как ще се промени концентрацията на този хормон след 2 месеца?
Задача No13.Радиоактивният полуживот е 5600 години. В живия организъм се поддържа постоянно количество поради метаболизма. В останките на мамута съдържанието е същото като оригинала. Определете кога е живял мамутът?
Задача No14.Полуживотът на инсектицида (пестицид, използван за борба с насекомите) е 6 месеца. Определено количество от него постъпва в резервоара, където се установява концентрация mol/l. Колко време ще отнеме концентрацията на инсектицида да спадне до нивото mol/l?
Задача No15.Мазнините и въглехидратите се окисляват със забележима скорост при температура 450 - 500 °, а в живите организми - при температура 36 - 40 °. Каква е причината за рязкото понижаване на температурата, необходима за окисляването?
Задача No16.Водородният пероксид се разлага във водни разтвори на кислород и вода. Реакцията се ускорява както от неорганичен катализатор (йон), така и от биоорганичен катализатор (ензим каталаза). Енергията на активиране на реакцията в отсъствието на катализатор е 75,4 kJ/mol. Йонът го редуцира до 42 kJ/mol, а ензимът каталаза - до 2 kJ/mol. Изчислете съотношението на скоростите на реакцията в отсъствието на катализатор в присъствието на каталаза. Какво заключение може да се направи за активността на ензима? Реакцията протича при температура 27 °C.
Задача No17Константа на скоростта на разпадане на пеницилина за уоки-токи 
J/mol.
1.3. Въпроси за сигурност
1. Обяснете какво означават термините: скорост на реакцията, константа на скоростта?
2. Как се изразяват средната и истинската скорост на химичните реакции?
3. Защо има смисъл да се говори за скоростта на химичните реакции само за даден момент?
4. Формулирайте определението за обратими и необратими реакции.
5. Дефинирайте закона за действието на масите. В равенствата, изразяващи този закон, отразява ли се зависимостта на скоростта на реакцията от природата на реагентите?
6. Как скоростта на реакцията зависи от температурата? Какво се нарича активираща енергия? Какво представляват активните молекули?
7. От какви фактори зависи скоростта на хомогенните и хетерогенните реакции? Дайте примери.
8. Какъв е редът и молекулярността на химичните реакции? В какви случаи не съвпадат?
9. Какви вещества се наричат катализатори? Какъв е механизмът на ускоряващото действие на катализатора?
10. Каква е концепцията за „отравяне с катализатор“? Какви вещества се наричат инхибитори?
11. Какво се нарича химично равновесие? Защо се нарича динамичен? Какви концентрации на реагентите се наричат равновесни?
12. Какво се нарича константа на химичното равновесие? Зависи ли от природата на реагиращите вещества, тяхната концентрация, температура, налягане? Какви са характеристиките на математическата нотация за константата на равновесие в хетерогенни системи?
13. Каква е фармакокинетиката на лекарствата?
14. Процесите, протичащи с лекарството в организма, се характеризират количествено с редица фармакокинетични параметри. Дайте основните.
Скоростта на химичната реакция се увеличава с повишаване на температурата. Можете да оцените увеличаването на скоростта на реакцията с температурата, като използвате правилото на Ван'т Хоф. Според правилото повишаването на температурата с 10 градуса увеличава константата на скоростта на реакцията 2-4 пъти:
Това правило не важи при високи температури, когато константата на скоростта почти не се променя с температурата.
Правилото на Van't Hoff ви позволява бързо да определите срока на годност на лекарството. Повишаването на температурата увеличава скоростта на разграждане на лекарството. Това намалява времето, необходимо за определяне на срока на годност на лекарството.
Методът е, че лекарството се държи при повишена температура T за определено време tT, количеството на разложеното лекарство m се намира и се преизчислява до стандартна температура на съхранение от 298K. Като се има предвид, че процесът на разлагане на лекарството е реакция от първи ред, скоростта при избраната температура T и T = 298 K се изразява:
Като се има предвид, че масата на разграденото лекарство е една и съща за стандартни и реални условия на съхранение, скоростта на разлагане може да се изрази като:
Вземайки T=298+10n, където n = 1,2,3…,
Крайният израз за срока на годност на лекарството се получава при стандартни условия от 298K:
Теория на активните сблъсъци. Активираща енергия. Уравнение на Арениус. Връзка между скоростта на реакцията и енергията на активиране.
Теорията за активните сблъсъци е формулирана от С. Арениус през 1889 г. Тази теория се основава на идеята, че за възникване на химична реакция са необходими сблъсъци между молекулите на изходните вещества, като броят на сблъсъците се определя от интензивността на топлинното движение на молекулите, т.е. зависи от температурата. Но не всеки сблъсък на молекули води до химическа трансформация: само активен сблъсък води до него.
Активните сблъсъци са сблъсъци, които възникват например между молекули А и В с голямо количество енергия. Минималното количество енергия, което трябва да притежават молекулите на изходните вещества, за да е активен сблъсъкът им, се нарича енергийна бариера на реакцията.
Енергията на активиране е излишната енергия, която може да бъде придадена или прехвърлена на един мол вещество.
Енергията на активиране значително влияе върху стойността на константата на скоростта на реакцията и нейната зависимост от температурата: колкото по-голяма е Ea, толкова по-малка е константата на скоростта и толкова по-значително се отразява промяната на температурата върху нея.
Константата на скоростта на реакцията е свързана с енергията на активиране чрез сложна връзка, описана от уравнението на Арениус:
k=Aе–Ea/RT, където A е предекспоненциалният фактор; Eа е енергията на активиране, R е универсалната газова константа, равна на 8,31 J/mol; T – абсолютна температура;
електронна база от естествени логаритми.
Въпреки това, наблюдаваните константи на скоростта на реакцията обикновено са много по-малки от тези, изчислени от уравнението на Арениус. Следователно уравнението за константата на скоростта на реакцията се модифицира, както следва:
(минус пред всички дроби)
Умножителят кара температурната зависимост на константата на скоростта да се различава от уравнението на Арениус. Тъй като енергията на активиране на Арениус се изчислява като наклона на логаритмичната зависимост на скоростта на реакцията от обратната температура, тогава се прави същото с уравнението , получаваме:
Характеристики на хетерогенните реакции. Скоростта на хетерогенните реакции и нейните определящи фактори. Кинетични и дифузионни области на хетерогенни процеси. Примери за хетерогенни реакции от интерес за фармацията.
ХЕТЕРОГЕННИ РЕАКЦИИ, хим. реакции, включващи вещества в разлагане. фази и колективно образуват хетерогенна система. Типични хетерогенни реакции: термични. разлагане на соли с образуване на газообразни и твърди продукти (например CaCO3 -> CaO + CO2), редукция на метални оксиди с водород или въглерод (например PbO + C -> Pb + CO), разтваряне на метали в киселини (например Zn + + H2SO4 -> ZnSO4 + H2), взаимодействие. твърди реактиви (A12O3 + NiO -> NiAl2O4). Специален клас включва хетерогенни каталитични реакции, протичащи на повърхността на катализатора; Освен това реагентите и продуктите може да не са в различни фази. Посока, по време на реакцията N2 + + ZH2 -> 2NH3, протичаща на повърхността на железен катализатор, реагентите и реакционният продукт са в газова фаза и образуват хомогенна система.
Характеристиките на хетерогенните реакции се дължат на участието в тях на кондензирани фази. Това затруднява смесването и транспортирането на реагенти и продукти; възможно е активиране на молекулите на реагента на интерфейса. Кинетиката на всяка хетерогенна реакция се определя от скоростта на самия химикал. трансформации, както и чрез процеси на пренос (дифузия), необходими за попълване на потреблението на реагиращи вещества и отстраняване на реакционните продукти от реакционната зона. При липса на дифузионни пречки, скоростта на хетерогенна реакция е пропорционална на размера на реакционната зона; това е специфичната скорост на реакцията, изчислена за единица повърхност (или обем) на реакцията. зони, не се променя с времето; за прости (едностъпкови) реакции може да бъде определена въз основа на действащия масов закон. Този закон не е изпълнен, ако дифузията на веществата протича по-бавно от химичната. област; в този случай наблюдаваната скорост на хетерогенна реакция се описва от уравненията на кинетиката на дифузията.
Скоростта на хетерогенна реакция е количеството вещество, което реагира или се образува по време на реакция за единица време на единица повърхностна площ на фазата.
Фактори, влияещи върху скоростта на химичната реакция:
Естеството на реагентите
Концентрация на реагента,
температура,
Наличие на катализатор.
Vheterogen = Δп(S Δt), където Vheterog е скоростта на реакцията в хетерогенна система; n е броят молове на всяко от веществата, получени в резултат на реакцията; V е обемът на системата; t - време; S е повърхността на фазата, върху която протича реакцията; Δ - знак за нарастване (Δp = p2 - p1; Δt = t2 - t1).
Задача 336.
При 150°C, някои реакции завършват за 16 минути. Приемайки температурния коефициент на скоростта на реакцията равен на 2,5, изчислете след колко време тази реакция ще приключи, ако се проведе: а) при 20 0 °C; б) при 80°C.
Решение:
Според правилото на Вант Хоф зависимостта на скоростта от температурата се изразява с уравнението:
v t и k t - константа на скоростта и скоростта на реакцията при температура t°C; v (t + 10) и k (t + 10) са еднакви стойности при температура (t + 10 0 C); - температурен коефициент на скорост на реакцията, чиято стойност за повечето реакции е в диапазона 2 - 4.
а) Като се има предвид, че скоростта на химическа реакция при дадена температура е обратно пропорционална на продължителността на нейното протичане, ние заместваме данните, дадени в постановката на задачата, във формула, която количествено изразява правилото на Вант Хоф, получаваме:
б) Тъй като тази реакция протича с понижаване на температурата, тогава при дадена температура скоростта на тази реакция е право пропорционална на продължителността на нейното протичане, ние заместваме данните, дадени в формулировката на задачата, във формулата, която изразява количествено ван' t правило на Хоф, получаваме:
отговор: а) при 200 0 C t2 = 9,8 s; б) при 80 0 C t3 = 162 h 1 min 16 s.
Задача 337.
Ще се промени ли стойността на константата на скоростта на реакцията: а) при смяна на един катализатор с друг; б) когато се променят концентрациите на реагиращите вещества?
Решение:
Константата на скоростта на реакцията е стойност, която зависи от природата на реагентите, температурата и наличието на катализатори и не зависи от концентрацията на реагентите. Тя може да бъде равна на скоростта на реакцията, когато концентрациите на реагиращите вещества са равни на единица (1 mol/l).
а) При замяна на един катализатор с друг, скоростта на дадена химична реакция ще се промени или увеличи. Ако се използва катализатор, скоростта на химическата реакция ще се увеличи и съответно ще се увеличи стойността на константата на скоростта на реакцията. Промяна в стойността на константата на скоростта на реакцията също ще настъпи при замяна на един катализатор с друг, което ще увеличи или намали скоростта на тази реакция по отношение на оригиналния катализатор.
б) Когато концентрацията на реагентите се промени, стойностите на скоростта на реакцията ще се променят, но стойността на константата на скоростта на реакцията няма да се промени.
Задача 338.
Топлинният ефект на реакцията зависи ли от нейната енергия на активиране? Обосновете отговора.
Решение:
Топлинният ефект на реакцията зависи само от началното и крайното състояние на системата и не зависи от междинните етапи на процеса. Енергията на активиране е излишната енергия, която трябва да имат молекулите на веществата, за да може сблъсъкът им да доведе до образуването на ново вещество. Енергията на активиране може да бъде променена чрез увеличаване или намаляване на температурата, понижаване или увеличаване съответно. Катализаторите понижават енергията на активиране, а инхибиторите я понижават.
Така промяната в енергията на активиране води до промяна в скоростта на реакцията, но не и до промяна в топлинния ефект на реакцията. Топлинният ефект на реакцията е постоянна величина и не зависи от промените в енергията на активиране на дадена реакция. Например реакцията за образуване на амоняк от азот и водород има формата:
Тази реакция е екзотермична, > 0). Реакцията протича с намаляване на броя на моловете на реагиращите частици и броя на моловете на газообразните вещества, което води системата от по-малко стабилно състояние към по-стабилно, ентропията намалява,< 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:
Задача 339.
За коя реакция, директна или обратна, енергията на активиране е по-голяма, ако директната реакция отделя топлина?
Решение:
Разликата между енергиите на активиране на правата и обратната реакция е равна на топлинния ефект: H = E a(об.) - E a(об.) . Тази реакция протича с отделянето на топлина, т.е. е екзотермичен,< 0 Исходя из этого, энергия активации прямой реакции имеет меньшее значение, чем энергия активации обратной реакции:
E a (пр.)< Е а(обр.) .
отговор: E a (пр.)< Е а(обр.) .
Задача 340.
Колко пъти ще се увеличи скоростта на реакция, протичаща при 298 K, ако нейната енергия на активиране се намали с 4 kJ/mol?
Решение:
Нека означим намаляването на енергията на активиране с Ea и константите на скоростта на реакцията преди и след намаляването на енергията на активиране съответно с k и k." Използвайки уравнението на Арениус, получаваме:
E a - енергия на активиране, k и k" - константи на скоростта на реакцията, T - температура в K (298).
Замествайки данните за проблема в последното уравнение и изразявайки енергията на активиране в джаули, изчисляваме увеличението на скоростта на реакцията:
отговор: 5 пъти.
Увеличаването на скоростта на реакцията с повишаване на температурата обикновено се характеризира с температурния коефициент на скоростта на реакцията, число, показващо колко пъти се увеличава скоростта на дадена реакция, когато температурата на системата се повиши с 10°C. Температурният коефициент на различните реакции е различен. При обикновени температури стойността му за повечето реакции варира от 2... 4.
Температурният коефициент се определя в съответствие с така нареченото „правило на Вант Хоф“, което се изразява математически чрез уравнението
v 2 /v 1 = g ( Т 2 – Т 1)/10 ,
Къде v 1 и v 2 – скорости на реакция при температури Т 1 и Т 2 ; g е температурният коефициент на реакцията.
Така че, например, ако g = 2, тогава кога Т 2 - Т 1 = 50°C v 2 /v 1 = 2 5 = 32, т.е. реакцията се ускори 32 пъти и това ускорение не зависи по никакъв начин от абсолютни стойности Т 1 и Т 2, но само по тяхната разлика.
активираща енергия,разликата между средната енергия на частиците (молекули, радикали, йони и др.), влизащи в елементарен акт на химическа реакция, и средната енергия на всички частици в реагиращата система. За различни химични реакции E. a. варира в широки граници - от няколко до ~10 j./mol.За същата химична реакция стойността на E. a. зависи от вида на функциите на разпределение на молекулите според енергиите на тяхното транслационно движение и вътрешните степени на свобода (електронни, вибрационни, ротационни). Като статистическа стойност на E. a. трябва да се разграничава от праговата енергия или енергийната бариера - минималната енергия, която трябва да има една двойка сблъскващи се частици, за да се осъществи дадена елементарна реакция.
Уравнение на Арениус, температурна зависимост на константата на скоростта доелементарна химия реакции:
където A е предекспоненциалният фактор (измерението съвпада с измерението k), E а- активираща енергия, обикновено положителна. стойности, Т-абс. температура, k-константа на Болцман. Прието е да се дава E ане на молекула. и от броя на частиците N A= 6,02*10 23 (константа на Авогадро) и изразено в kJ/mol; в тези случаи в уравнението на Арениус стойността кзаменен с газова константа Р.Графика на 1nk спрямо 1 /kT(графика на Арениус) – права линия, чийто отрицателен наклон се определя от енергията на активиране E аи се характеризира положително. температурна зависимост до.
Катализатор- химическо вещество, което ускорява реакцията, но не е част от продуктите на реакцията. Количеството на катализатора, за разлика от други реагенти, не се променя след реакцията. Важно е да се разбере, че в реакцията участва катализатор. Осигурявайки по-бърз път за реакцията, катализаторът реагира с изходния материал, полученият междинен продукт претърпява трансформации и накрая се разделя на продукт и катализатор. След това катализаторът реагира отново с изходния материал и този каталитичен цикъл се повтаря (до милион пъти) [ източник?] се повтаря.
Катализаторите се делят на хомогененИ разнородни. Хомогенният катализатор е в една и съща фаза с реагиращите вещества, хетерогенният катализатор образува независима фаза, отделена от интерфейс от фазата, в която се намират реагиращите вещества. Типичните хомогенни катализатори са киселини и основи. Като хетерогенни катализатори се използват метали, техните оксиди и сулфиди.
Реакции от един и същи тип могат да протичат както с хомогенни, така и с хетерогенни катализатори. По този начин, заедно с киселинни разтвори, се използват твърди Al 2 O 3, TiO 2, ThO 2, алумосиликати и зеолити с киселинни свойства. Хетерогенни катализатори с основни свойства: CaO, BaO, MgO.
Хетерогенните катализатори като правило имат силно развита повърхност, за която се разпределят върху инертен носител (силикагел, алуминиев оксид, активен въглен и др.).
За всеки тип реакция само определени катализатори са ефективни. В допълнение към вече споменатите киселинно-основен, има катализатори окислително-редукционни; те се характеризират с наличието на преходен метал или негово съединение (Co +3, V 2 O 5 + MoO 3). В този случай катализата се извършва чрез промяна на степента на окисление на преходния метал.
Дисперсна система- това са образувания от две или повече фази (тела), които са напълно или практически несмесими и не реагират химически помежду си. Първото от веществата ( диспергирана фаза) фино разпределен във втория ( дисперсионна среда). Ако има няколко фази, те могат да бъдат отделени една от друга физически (центрофуга, отделяне и др.).
Обикновено дисперсните системи са колоидни разтвори или золи. Към дисперсните системи се отнася и случаят на твърда дисперсна среда, в която се намира дисперсната фаза.
Най-общата класификация на дисперсните системи се основава на разликата в агрегатното състояние на дисперсната среда и дисперсната фаза. Комбинациите от три вида агрегатно състояние позволяват да се разграничат девет типа дисперсни системи. За краткост те обикновено се означават с фракция, чийто числител показва дисперсната фаза, а знаменателят показва дисперсионната среда, например за системата "газ в течност" се приема обозначението G/L.
Колоидни разтвори. Колоидното състояние е характерно за много вещества, ако техните частици имат размер от 1 до 500 nm. Лесно е да се покаже, че общата повърхност на тези частици е огромна. Ако приемем, че частиците имат формата на топка с диаметър 10 nm, тогава с общия обем на тези частици 1 cm 3 ще имат
повърхността е около 10 m2. Както беше посочено по-рано, повърхностният слой се характеризира с повърхностна енергия и способността да адсорбира определени частици, включително йони
от разтвор. Характерна особеност на колоидните частици е наличието на заряд на тяхната повърхност, дължащ се на селективната адсорбция на йони. Колоидната частица има сложна структура. Той включва ядрото, адсорбираните йони, противойоните и разтворителя. Има лиофилни (ръководство.
корофилни) колоиди, при които разтворителят взаимодейства с ядрата на частиците, полифобни (хидрофобни) колоиди, при които разтворителят не взаимодейства с ядрата
частици. Разтворителят се включва в състава на хидрофобните частици само като солватна обвивка от адсорбирани йони или в присъствието на стабилизатори (повърхностно активни вещества), имащи лиофобни и лиофилни части.
Ето няколко примера за колоидни частици:
как. може да се види, че ядрото се състои от електрически неутрален агрегат от частици с адсорбирани йони на елементите, които изграждат ядрото (в тези примери йони Ag +, HS-, Fe 3+). В допълнение към ядрото, колоидната частица има противойони и молекули на разтворителя. Адсорбираните йони и противойони с разтворителя образуват адсорбиран слой. Общият заряд на частицата е равен на разликата в зарядите на адсорбираните йони и противойони. Около частиците има дифузни слоеве от йони, чийто заряд е равен на този на колоидната частица. Колоидните частици и дифузните слоеве образуват електрически неутрален мицел
Мицели(умалително от лат. слюда- частица, зърно) - частиците в колоидните системи се състоят от много малко ядро, неразтворимо в дадена среда, заобиколено от стабилизираща обвивка от адсорбирани йони и молекули на разтворителя. Например мицелът на арсенов сулфид има структурата:
((As 2 S 3) m nHS − (n-x)H + ) х- xH +
Средният размер на мицелите е от 10-5 до 10-7 cm.
Коагулация- разделяне на колоиден разтвор на две фази - разтворител и желатинова маса или сгъстяване на разтвора в резултат на уголемяване на частиците от разтвореното вещество
Пептизацията е процес на преминаване на колоидна утайка или гел в колоиден разтвор под действието на течност или вещества, добавени към нея, които са добре адсорбирани от утайката или гела, в този случай наречени пептизатори (например пептизация на мазнини под влиянието на жлъчката).
Пептизацията е отделяне на агрегати от гел частици (желе) или рохкави утайки под въздействието на определени вещества - пептизатори след коагулация на колоидни разтвори. В резултат на пептизацията утайката (или гелът) се суспендира.
РЕШЕНИЯ,еднофазни системи, състоящи се от два или повече компонента. Според агрегатното си състояние разтворите могат да бъдат твърди, течни и газообразни.
Разтворимост, способността на дадено вещество да образува хомогенни смеси с друго вещество (или вещества) с диспергирано разпределение на компонентите (виж Разтвори). Обикновено разтворителят се счита за вещество, което в своята чиста форма съществува в същото агрегатно състояние като получения разтвор. Ако преди разтварянето двете вещества са били в едно и също агрегатно състояние, разтворителят се счита за веществото, присъстващо в сместа в значително по-голямо количество.
Разтворимостта се определя от физичния и химичен афинитет на молекулите на разтворителя и разтвореното вещество, енергийното съотношение на взаимодействието на хомогенни и различни компоненти на разтвора. Като правило подобни физични съединения са силно разтворими едно в друго. и хим. свойства на веществото (емпиричното правило „подобното се разтваря в подобно“). По-специално, веществата, състоящи се от полярни молекули и вещества с йонен тип връзка, са добре разтворими. в полярни разтворители (вода, етанол, течен амоняк), а неполярните вещества са добре разтворими. в неполярни разтворители (бензен, въглероден дисулфид).
Разтворимостта на дадено вещество зависи от температурата и налягането и съответства на общия принцип на изместване на равновесията (виж принципа на Le Chatelier-Brown). Концентрацията на наситен разтвор при дадени условия числено определя R. на веществото в даден разтворител и се нарича още. разтворимост. Пренаситените разтвори съдържат по-голямо количество разтворено вещество, отколкото съответства на неговата разтворимост; съществуването на пренаситени разтвори се дължи на кинетиката. затруднения с кристализацията (виж Произход на нова фаза). За характеризиране на разтворимостта на слабо разтворимите вещества се използва продуктът на дейностите на PA (за разтвори, близки по свойства до идеалните - продуктът на разтворимост PR).
С повишаването на температурата скоростта на химичния процес обикновено се увеличава. През 1879 г. холандският учен J. van't Hoff формулира емпирично правило: при повишаване на температурата с 10 K скоростта на повечето химични реакции се увеличава 2-4 пъти.
Математическа нотация на правилото J. Van't Hoff:
γ 10 = (k t+10)/k t, където k t е константата на скоростта на реакцията при температура Т; k t+10 - константа на скоростта на реакцията при температура Т+10; γ 10 - Температурен коефициент на Van't Hoff. Стойността му варира от 2 до 4. За биохимичните процеси γ 10 варира от 7 до 10.
Всички биологични процеси протичат в определен температурен диапазон: 45-50°C. Оптималната температура е 36-40°C. В тялото на топлокръвните животни тази температура се поддържа постоянна благодарение на терморегулацията на съответната биосистема. При изследване на биологични системи се използват температурни коефициенти γ 2, γ 3, γ 5. За сравнение те са намалени до γ 10.
Зависимостта на скоростта на реакцията от температурата, в съответствие с правилото на Вант Хоф, може да бъде представена чрез уравнението:
V 2 /V 1 = γ ((T 2 -T 1)/10)
Активираща енергия.Значително увеличение на скоростта на реакцията с повишаване на температурата не може да се обясни само с увеличаване на броя на сблъсъците между частиците на реагиращите вещества, тъй като в съответствие с кинетичната теория на газовете с повишаване на температурата броят на сблъсъците нараства до незначително степен. Увеличаването на скоростта на реакцията с повишаване на температурата се обяснява с факта, че химическа реакция не възниква при сблъсък на частици от реагиращи вещества, а само при среща на активни частици, които имат необходимата излишна енергия в момента на сблъсък.
Енергията, необходима за превръщането на неактивните частици в активни, се нарича енергия на активиране (Ea). Енергията на активиране е излишната енергия спрямо средната стойност, необходима на реагиращите вещества да влязат в реакция при сблъсък. Енергията на активиране се измерва в килоджаули на мол (kJ/mol). Обикновено E е между 40 и 200 kJ/mol.
Енергийната диаграма на екзотермична и ендотермична реакция е показана на фиг. 2.3. За всеки химичен процес могат да се разграничат начално, междинно и крайно състояние. В горната част на енергийната бариера реагентите са в междинно състояние, наречено активиран комплекс или преходно състояние. Разликата между енергията на активирания комплекс и първоначалната енергия на реагентите е Ea, а разликата между енергията на реакционните продукти и изходните вещества (реагенти) е ΔH, топлинният ефект на реакцията. Енергията на активиране, за разлика от ΔH, винаги е положителна стойност. За екзотермична реакция (фиг. 2.3, а) продуктите са разположени на по-ниско енергийно ниво от реагентите (Ea< ΔН).
|
Ea е основният фактор, определящ скоростта на реакцията: ако Ea > 120 kJ/mol (по-висока енергийна бариера, по-малко активни частици в системата), реакцията протича бавно; и обратно, ако Ea< 40 кДж/моль, реакция осуществляется с большой скоростью.
За реакции, включващи сложни биомолекули, трябва да се вземе предвид фактът, че в активиран комплекс, образуван по време на сблъсък на частици, молекулите трябва да бъдат ориентирани в пространството по определен начин, тъй като само реагиращата област на молекулата, която е малка в спрямо размера си претърпява трансформация.
Ако константите на скоростта k 1 и k 2 при температури T 1 и T 2 са известни, стойността на Ea може да бъде изчислена.
При биохимичните процеси енергията на активиране е 2-3 пъти по-малка, отколкото при неорганичните. В същото време Ea на реакции с участието на чужди вещества, ксенобиотици, значително надвишава Ea на конвенционалните биохимични процеси. Този факт е естествена биозащита на системата от влиянието на чужди вещества, т.е. естествените за тялото реакции протичат при благоприятни условия с ниско Еа, а за чуждите реакции Еа е високо. Това е генна бариера, която характеризира една от основните характеристики на биохимичните процеси.