Van't Hoffs regel:
Når temperaturen stiger med 10 grader, øges hastigheden af en homogen kemisk reaktion med 2-4 gange.
hvor V2 er reaktionshastigheden ved temperatur T2, V1 er reaktionshastigheden ved temperatur T1, er reaktionens temperaturkoefficient (hvis den f.eks. er lig med 2, så vil reaktionshastigheden stige 2 gange, når temperaturen stiger med 10 grader).
Fra van't Hoff-ligningen temperaturkoefficient beregnet med formlen:
Teorien om aktive kollisioner generaliserer lovene afhængighed af hastigheden af kemisk reaktion på temperatur:
1. Ikke alle molekyler kan reagere, men kun dem i en særlig aktiv tilstand
2.Aktivering af et molekyle sker som følge af en biomolekylær kollision.
3. Når partikler med nogenlunde samme energimængde kolliderer, sker dens omfordeling, hvorved energien i et af molekylerne når en værdi svarende til aktiveringsenergien.
4. Temperaturens indflydelse på reaktionshastigheden: et skift i ligevægten mellem almindelige og aktive molekyler mod en stigning i koncentrationen af førstnævnte.
Energiprofil af en reaktion (graf af potentiel energi versus reaktionskoordinat)
Aktiveringsenergi Ea- den mindste ekstra energi, der skal tilføres et molekyle over dets gennemsnitlige værdi, for at en kemisk reaktion kan blive mulig. interaktion.
Arrhenius ligning etablerer afhængigheden af hastighedskonstanten for en kemisk reaktion k på temperaturen T.
Her karakteriserer A frekvensen af kollisioner af reagerende molekyler, R er den universelle gaskonstant.
7. Katalyse. Homogen og heterogen katalyse. Funktioner af enzymers katalytiske aktivitet. Katalyse- en ændring i hastigheden af kemiske reaktioner i nærvær af stoffer, der efter reaktionens afslutning forbliver uændrede i form og mængde. En stigning i reaktionshastigheden kaldes positiv katalyse, mindske - negativ katalyse (eller hæmning). Katalysatorer navngiv stoffer, der forårsager positiv katalyse; stoffer, der bremser reaktioner - inhibitorer. Der er homogene og heterogene katalyse. Acceleration af reaktionen af disproportionering af hydrogenperoxid i en vandig opløsning i nærvær af dichromationer er et eksempel på homogen katalyse (katalysatoren danner én fase med reaktionsblandingen), og i nærvær af mangan(IV)oxid er et eksempel af heterogen katalyse (vandig opløsning af hydrogenperoxid - flydende fase, manganoxid - hård). Katalysatorer for biokemiske reaktioner er protein i naturen og kaldes enzymer. Enzymer adskiller sig fra konventionelle katalysatorer i en række egenskaber: 1) de har betydeligt højere katalytisk effektivitet; 2) høj specificitet, dvs. selektivitet af handling; 3) mange enzymer udviser katalytisk aktivitet mod kun ét substrat; 4) enzymer udviser kun maksimal effektivitet under milde forhold, karakteriseret ved et lille område af temperaturer og pH-værdier Enzymaktivitet = Nulordens reaktionshastighed. 8. Kemisk ligevægt. Reversibel og irreversibel i reaktionens retning. Kemisk ligevægt: en dynamisk tilstand, hvor hastighederne af fremadrettede og omvendte reaktioner er ens. Ligevægtskonstant: under konstante ydre forhold i ligevægt er forholdet mellem produktet af produktkoncentrationer og produktet af reaktantkoncentrationer, under hensyntagen til støkiometri, en konstant værdi, der ikke afhænger af systemets kemiske sammensætning. Kc er relateret til standard Gibbs E ved relationen: Le Chateliers princip: indvirkningen af enhver faktor (t, c, p) på et ligevægtssystem stimulerer et skift i ligevægt i en retning, der hjælper med at genoprette systemets oprindelige karakteristika. Termodynamiske ligevægtsbetingelser: G2-G1=0S2-S1=0 Vendbar retning: under givne forhold, spontant flydende i både fremadgående og baglæns retning .Betingelser for færdiggørelse: - Svært opløseligt bundfald - gas - let dissocierende stof (vand) - stabil kompleks forbindelse Irreversibelt distrikt: under givne forhold flyder det i én retning. Den kemiske ligevægts position afhænger af følgende reaktionsparametre: temperatur, tryk og koncentration. Den indflydelse, som disse faktorer har på en kemisk reaktion, er underlagt et mønster, der blev udtrykt i generel form i 1884 af den franske videnskabsmand Le Chatelier. Den moderne formulering af Le Chateliers princip er som følger:
9. Vandets og løsningernes rolle i livet. Termodynamik af opløsning.Løsning er et homogent system med variabel sammensætning af to eller flere stoffer, der er i en ligevægtstilstand. Klassifikation: 1) suspension(groft dispergeret system): suspensioner (fast i væske) og emulsioner (væske i væske) 2) kolloider, sols(fint spredte systemer). Værdien af løsninger i livet: mange kemiske processer forekommer kun under forudsætning af, at de stoffer, der er involveret i dem, er i en opløst tilstand. De vigtigste biologiske væsker (blod, lymfe, urin, spyt, sved) er opløsninger af salte, proteiner, kulhydrater, lipider i vand. Optagelsen af mad er forbundet med overgangen af næringsstoffer til en opløst tilstand. Biokemiske reaktioner i levende organismer forekommer i opløsninger. Biovæsker er involveret i transporten af næringsstoffer (fedtstoffer, aminosyrer, ilt), lægemidler til organer og væv samt i udskillelsen af metabolitter fra kroppen. I kroppens flydende medier opretholdes en konstant surhed, koncentration af salte og organiske stoffer (koncentrationshomeostase). Det mest almindelige opløsningsmiddel på vores planet er vand. Egenskaber af vand: dens varmekapacitet overstiger alle stoffer; unormal adfærd under afkøling - vand bliver tættere, begynder at synke og stiger derefter (alle andre stoffer synker, når de komprimeres); kan sublimere (sublimering af vand) - sublimering (under visse forhold kan is blive til damp uden først at blive til flydende vand, dvs. uden at smelte); vand opløser alle stoffer (det eneste spørgsmål er hvor meget?); høj dielektrisk konstant for vand (en værdi, der angiver, hvor mange gange kraften af vekselvirkning mellem to ladninger i et givet stof er mindre end i et vakuum); høj kritisk temperatur; vand er en amfolyt (ikke en syre, ikke en base); deltager i skabelsen af polymerstrukturer i kroppen (protein, lipider ...); grundlag for membrantransport. Termodynamik af opløsning: efter termodynamikkens 2. lov kl p, T=konst stoffer kan spontant opløses i et hvilket som helst opløsningsmiddel, hvis systemets Gibbs-energi som følge af denne proces falder, dvs. . G=(H - T S)<0 . (H- entalpifaktor, T S-entropi faktor for opløsning). Ved opløsning af flydende og faste stoffer S>0. Ved opløsning af gasser i væske S<0. Entalpiændringen er den algebraiske sum af entalpiændringen H cr som følge af ødelæggelse af krystalgitteret og ændringer i entalpi H sol på grund af solvatisering af opløsningsmiddelpartikler H dist = H cr +H Sol . Ved opløsning af gasser, entalpien H cr =0, fordi der er ingen grund til at bruge energi på at ødelægge krystalgitteret. Under opløsning kan der forekomme en ændring i både entropi og entalpi. 10 . Ideel løsning- blandingsentalpi er 0 (homogene blandinger af kulbrinter; hypotetisk opløsning, hvor alle intermolekylære interaktionskræfter er ens.) Opløselighedskonstant eller PR- dette er produktet af koncentrationerne af ioner af en tungt opløselig elektrolyt i en mættet opløsning ved en given temperatur - en konstant værdi BaCO3 = Ba + CO3, Ks=Betingelser for opløsning og dannelse af nedbør Udfældning og opløsning er udvekslingsreaktioner, der forekommer i en elektrolytopløsning ---1) Elektrolytten vil udfældes, hvis produktet af koncentrationen af dens ioner i opløsningen er større end opløselighedskonstanten c(Ba)*c(CO 3)>Kpr 2) Dens bundfald vil opløses, hvis alt omvendt 11. Koligative egenskaber af opløsninger. Kolligative egenskaber af opløsninger- det er de egenskaber, der under givne forhold viser sig at være lige store og uafhængige af det opløste stofs kemiske natur; egenskaber ved løsninger, der kun afhænger af antallet af kinetiske enheder og deres termiske bevægelse. Raoults lov og dens følge- Damp, der er i ligevægt med en væske, kaldes mættet. Trykket af en sådan damp over et rent opløsningsmiddel (p0) kaldes det mættede damptryk eller tryk af et rent opløsningsmiddel. Damptrykket af en opløsning indeholdende et ikke-flygtigt opløst stof er direkte proportionalt med molfraktionen af opløsningsmiddel i opløsningen: p = p0 · χр-л, hvor p er damptrykket over opløsningen, PA, p0 er damptrykket over det rene opløsningsmiddel, χр-л er opløsningsmidlets molære fraktion For elektrolytopløsninger anvendes en lidt anden form af ligningen, som tillader du skal tilføje en isotonisk koefficient til den: Δp = i · p0 · χв -va, hvor Δp er den faktiske trykændring sammenlignet med et rent opløsningsmiddel; χv-va er molfraktionen af stoffet i opløsningen. Fra Raoults lov opstår to konsekvenser. Ifølge en af dem er opløsningens kogepunkt højere end opløsningsmidlets kogepunkt. Dette skyldes, at opløsningsmidlets mættede damptryk over opløsningen bliver lig med atmosfærisk tryk (væskens kogeforhold) ved en højere temperatur end ved et rent opløsningsmiddel. Forøgelsen af kogepunktet Tbp er proportional med opløsningens molalitet:. Kog=Ke cm hvor Ke er opløsningsmidlets ebullioskopiske konstant, cm er molkoncentrationen Ifølge anden konsekvens fra Raoults lov er fryse- (krystallisations-) temperaturen af en opløsning lavere end fryse- (krystallisations-) temperaturen for et rent opløsningsmiddel. Dette skyldes det lavere damptryk af opløsningsmidlet over opløsningen end over opløsningsmidlet. Faldet i frysetemperaturen (krystallisation) Tzam er proportional med opløsningens molalitet : Tzam= Kk cm hvor Kk er opløsningens kryoskopiske konstant Reduktion af opløsningers krystallisationstemperatur Betingelse krystallisation er ligheden mellem opløsningsmidlets mættede damptryk over opløsningen og damptrykket over det faste opløsningsmiddel. Da opløsningsmidlets damptryk over opløsningen altid er lavere end over det rene opløsningsmiddel, vil denne lighed altid opnås ved en temperatur lavere end opløsningsmidlets frysepunkt. Havvandet begynder således at fryse ved en temperatur på omkring minus 2 ° C. Forskellen mellem opløsningsmidlets krystallisationstemperatur og den temperatur, hvor opløsningen begynder at krystallisere, er et fald i krystallisationstemperaturen. Forøgelse af kogepunktet for opløsninger Væske koger ved den temperatur, hvor det samlede tryk af den mættede damp bliver lig med det ydre tryk. det mættede damptryk over opløsningen ved enhver temperatur vil være mindre end over det rene opløsningsmiddel, og lighed med dets ydre tryk vil blive opnået ved en højere temperatur. Kogepunktet for en opløsning af et ikke-flygtigt stof T er således altid højere end kogepunktet for et rent opløsningsmiddel ved samme tryk T°. Forøgelsen af kogepunktet for uendeligt fortyndede opløsninger af ikke-flygtige stoffer afhænger ikke af arten af det opløste stof og er direkte proportional med opløsningens molkoncentration. Den spontane passage af et opløsningsmiddel gennem en semipermeabel membran, der adskiller en opløsning og et opløsningsmiddel eller to opløsninger med forskellige koncentrationer af det opløste stof, kaldes ved osmose. Osmose er forårsaget af diffusion af opløsningsmiddelmolekyler gennem en semipermeabel skillevæg, som tillader kun opløsningsmiddelmolekyler at passere igennem. Opløsningsmiddelmolekyler diffunderer fra et opløsningsmiddel til en opløsning eller fra en mindre koncentreret opløsning til en mere koncentreret Osmose karakteriseres kvantitativt osmotisk tryk, lig med kraften pr. overfladeenhed, og tvinger opløsningsmiddelmolekyler til at trænge gennem den semipermeable skillevæg. Det er lig med trykket af opløsningssøjlen i osmometret med højden h. Ved ligevægt balancerer ydre tryk osmotisk tryk. I dette tilfælde bliver hastighederne for fremadgående og omvendte overgange af molekyler gennem den semipermeable partition de samme. Osmotisk tryk stiger med stigende koncentration af opløste stoffer og temperatur. Van't Hoff foreslog, at for osmotisk tryk kan tilstandsligningen for en ideel gas anvendes: pV = nRT eller p = (n/V) RT hvorfra p = med RT, hvor p er det osmotiske tryk (kPa), c er opløsningens molære koncentration. Osmotisk tryk er direkte proportional med den molære koncentration af det opløste stof og temperaturen. Osmose spiller meget godt vigtig rolle i biologiske processer, der sikrer strømmen af vand ind i celler og andre strukturer. Opløsninger med samme osmotiske tryk kaldes isotonisk. Hvis det osmotiske tryk er højere end det intracellulære tryk, så kaldes det hypertonisk, hvis det er lavere end det intracellulære tryk, kaldes det hypotonisk. Den isotoniske koefficient (også Van't Hoff-faktoren; betegnet i) er en dimensionsløs parameter, der karakteriserer opførselen af et stof i opløsning. Det er numerisk lig med forholdet mellem værdien af en vis kolligativ egenskab af en opløsning af et givet stof og værdien af den samme kolligative egenskab af en ikke-elektrolyt af samme koncentration, med andre parametre i systemet uændrede. Izoosmi-relativ konstanthed af osmotisk tryk i flydende medier og væv i kroppen, på grund af opretholdelse på et givet niveau af koncentrationer af de stoffer, de indeholder: elektrolytter, proteiner. Dette er en af kroppens vigtigste fysiologiske konstanter, leveret af selvreguleringsmekanismer (homeostase). HEMOLYSE- ødelæggelse af røde blodlegemer, ledsaget af frigivelse af hæmoglobin fra dem. Fysiske årsager omfatter virkningen af høje og lave temperaturer, ultralyd, kemiske årsager - hæmolytiske giftstoffer, visse lægemidler osv. Hæmolyse kan forekomme, når transfusion af uforeneligt blod, indførelsen af hypotoniske opløsninger. Plasmolyse- når celler placeres i en hypertonisk opløsning, går vand fra cellerne ud i en mere koncentreret opløsning, og cellekrympning observeres.
Elementer i teorien om elektrolytopløsninger. Stærke og svage elektrolytter. Ioniseringskonstant for en svag elektrolyt. Ostwalds avlslov. Opløsningens ionstyrke. Aktivitet og aktivitetskoefficient for ioner. Elektrolytter i kroppen, spyt som elektrolyt.
Elektrolytter- det er stoffer med ioniske eller meget polære kovalente bindinger i vandige opløsninger, der undergår elektrolytisk dissociation, hvilket resulterer i dannelse af kationer og anioner.
Stærke elektrolytter- stoffer, der kan dissociere fuldstændigt. Disse omfatter de fleste salte såvel som nogle stoffer med molekylær struktur (HCl).
Svage elektrolytter adskilles i ubetydelig grad, og deres dominerende form er molekylær (H2S, organiske syrer).
En molekylær elektrolyts evne til at dissociere bestemmes kvantitativt grad af ionisering ( det afhænger af elektrolytkoncentrationen ):
hvor Ntot er det samlede antal molekyler i opløsningen; N-ionisering er antallet af molekyler, der er brudt op til ioner.
Ioniseringskonstant:
Hvor [A],[B] er henfaldne ioner
- et stof, der ikke er nedbrudt til ioner.
Ostwalds udvandingslov:
K= α 2 c/1- α ,
Hvor α er graden af ionisering
C – molær koncentration
Opløsningens ionstyrke:
I=0,5∑с i z i 2 ,
Hvor c i er den molære koncentration af ionen i opløsning, mol/l
z i er ladningen af ionen.
Ion aktivitet er dens effektive koncentration.
Aktivitet er relateret til molær koncentration som følger:
hvor f – aktivitetsfaktor
Elektrolytter i kroppen: Na og Cl deltage i opretholdelse af syre-base balance og osmotisk balance i kroppen. Ca spiller en stor rolle i konstruktionen af knoglevæv og tænder, i reguleringen af blodets surhedsgrad og dets koagulering, i excitabiliteten af muskel- og nervevæv. TIL findes primært i kropsvæsker og blødt væv, hvor det er et nødvendigt element for at opretholde osmotisk tryk og regulere blodets pH. Mg er en cofaktor i mange enzymatiske reaktioner og er nødvendig på alle stadier af proteinsyntesen. I levende organismer Fe er et vigtigt sporstof, der katalyserer iltudvekslingsprocesser. Co er en del af vitamin B 12, er involveret i hæmatopoiese, nervesystemets og leverens funktioner og enzymatiske reaktioner. Zn nødvendig for metabolismen af vitamin E, er involveret i syntesen af forskellige anabolske hormoner i kroppen, herunder insulin, testosteron og væksthormon. Mn påvirker vækst, bloddannelse og funktion af kønskirtlerne.
Spyt som elektrolyt er et komplekst biokemisk miljø. Antallet af H+- og OH-ioner bestemmer spyttets pH-værdi, som normalt er 6,9. pH-værdien varierer afhængigt af arten af den patologiske proces i mundhulen. Ved infektionssygdomme er reaktionen af spyt således sur. Af de uorganiske stoffer, spyt indeholder chloranioner , brom, jod, fluor Fosfat- og fluoranioner bidrager til en stigning i elektrokemiske potentialer, chloranion - overførsel af ioniske ladninger og er en depolarisator (en faktor, der accelererer anodiske og katodiske processer) Mikroelementer bestemmes i spyt: jern, kobber, sølv, mangan, aluminium og andre - og makroelementer: calcium, kalium, natrium, magnesium, fosfor.
Opgave nr. 1. Interaktion med frit ilt fører til dannelse af meget giftig nitrogendioxid / /, selvom denne reaktion sker langsomt under fysiologiske forhold og ved lave koncentrationer ikke spiller en væsentlig rolle i toksiske skader på celler, dog stiger patogene virkninger kraftigt med dens overproduktion. Bestem, hvor mange gange interaktionshastigheden af nitrogenoxid (II) med oxygen stiger, når trykket i blandingen af startgasser fordobles, hvis reaktionshastigheden 
beskrevet af ligningen 
?
Løsning.
1. Fordobling af trykket svarer til en fordobling af koncentrationen ( Med) Og . Derfor vil de interaktionshastigheder, der svarer til og vil tage, i overensstemmelse med loven om masseaktion, udtrykkene: 
Og
Svar. Reaktionshastigheden vil stige 8 gange.
Opgave nr. 2. Det menes, at koncentrationen af klor (en grønlig gas med en skarp lugt) i luften over 25 ppm er farlig for liv og sundhed, men der er tegn på, at hvis patienten er kommet sig over akut alvorlig forgiftning med denne gas, så observeres ingen resteffekter. Bestem, hvordan hastigheden af reaktionen, der forekommer i gasfasen, vil ændre sig, hvis du øger med 3 gange: koncentration, koncentration, 3) tryk / /?
Løsning.
1. Hvis vi betegner koncentrationerne og henholdsvis med og , så vil udtrykket for reaktionshastigheden have formen: .
2. Efter at have øget koncentrationerne med 3 gange, vil de være ens for og for . Derfor vil udtrykket for reaktionshastigheden antage formen: 1) 
2)
3. En stigning i tryk øger derfor koncentrationen af gasformige reaktanter med samme mængde
4. Stigningen i reaktionshastigheden i forhold til den oprindelige bestemmes af forholdet henholdsvis: 1) 
, 2) 
, 3) 
.
Svar. Reaktionshastigheden vil stige med: 1), 2), 3) gange.
Opgave nr. 3. Hvordan ændres udgangsstoffernes interaktionshastighed, når temperaturen skifter fra til, hvis temperaturkoefficienten for reaktionen er 2,5?
Løsning.
1. Temperaturkoefficienten viser, hvordan reaktionshastigheden ændrer sig ved hver ændring i temperatur (van't Hoffs regel): .
2. Hvis temperaturændringen er: , så under hensyntagen til, at , får vi: 
. Herfra, .
3. Ved hjælp af tabellen over antilogaritmer finder vi:.
Svar. Når temperaturen ændres (dvs. stiger), vil hastigheden stige med 67,7 gange.
Opgave nr. 4. Beregn temperaturkoefficienten for reaktionshastigheden, vel vidende at hastigheden stiger med en faktor på 128, når temperaturen stiger.
Løsning.
1. Afhængigheden af hastigheden af en kemisk reaktion af temperaturen er udtrykt ved den empiriske van't Hoff-regel:
.Løser vi ligningen for , finder vi: , . Derfor =2
Svar. =2.
Opgave nr. 5. For en af reaktionerne blev to hastighedskonstanter bestemt: ved 0,00670 og ved 0,06857. Bestem hastighedskonstanten for den samme reaktion ved .
Løsning.
1. Baseret på to værdier af reaktionshastighedskonstanter, ved hjælp af Arrhenius-ligningen, bestemmer vi reaktionens aktiveringsenergi: 
. For denne sag: Herfra: 
J/mol.
2. Beregn reaktionshastighedskonstanten ved , ved hjælp af hastighedskonstanten ved og Arrhenius-ligningen i beregningerne: 
. For dette tilfælde: og under hensyntagen til, at: , vi opnår: . Derfor,
Svar.
Beregning af den kemiske ligevægtskonstant og bestemmelse af retningen af ligevægtsskiftet ved hjælp af Le Chateliers princip .
Opgave nr. 6. Kuldioxid / / i modsætning til kulilte / / krænker ikke de fysiologiske funktioner og anatomiske integritet af en levende organisme, og deres kvælende virkning skyldes kun tilstedeværelsen i høje koncentrationer og et fald i procentdelen af ilt i den indåndede luft. Hvad er det lig med reaktionsligevægtskonstant / /: 
ved temperatur, udtrykt ved: a) partialtryk af reagerende stoffer; b) deres molære koncentrationer, velvidende at sammensætningen af ligevægtsblandingen er udtrykt ved volumenfraktioner: , og , og det totale tryk i systemet er Pa?
Løsning.
1. En gass partialtryk er lig med det samlede tryk ganget med volumenfraktionen af gas i blandingen, derfor:
2. Ved at erstatte disse værdier i udtrykket af ligevægtskonstanten får vi:
3. Forholdet mellem og er etableret på basis af Mendeleev-Clapeyron-ligningen for ideelle gasser og er udtrykt ved ligheden: 
, hvor er forskellen mellem antallet af mol gasformige reaktionsprodukter og gasformige udgangsstoffer. For denne reaktion: . Derefter: .
Svar. Pa. .
Opgave nr. 7. I hvilken retning vil ligevægten skifte i følgende reaktioner:
3. 
;
a) med stigende temperatur, b) med faldende tryk, c) med stigende brintkoncentration?
Løsning.
1. Kemisk ligevægt i systemet etableres ved konstante eksterne parametre (osv.). Hvis disse parametre ændres, forlader systemet ligevægtstilstanden, og den direkte (til højre) eller omvendte reaktion (til venstre) begynder at dominere. Indflydelsen af forskellige faktorer på skiftet i ligevægt afspejles i Le Chateliers princip.
2. Lad os overveje indflydelsen på ovenstående reaktioner af alle 3 faktorer, der påvirker kemisk ligevægt.
a) Når temperaturen stiger, skifter ligevægten mod den endoterme reaktion, dvs. reaktion, der opstår ved optagelse af varme. 1. og 3. reaktioner er eksoterme / /, derfor vil ligevægten med stigende temperatur skifte mod den omvendte reaktion, og i 2. reaktion / / - mod den fremadrettede reaktion.
b) Når trykket falder, skifter ligevægten mod en stigning i antallet af mol gasser, dvs. mod et større pres. I 1. og 3. reaktion vil venstre og højre side af ligningen have det samme antal mol gasser (henholdsvis 2-2 og 1-1). Derfor ændringen i tryk vil ikke forårsage skift i ligevægt i systemet. I 2. reaktion er der 4 mol gasser på venstre side og 2 mol på højre side, derfor vil ligevægten, når trykket falder, skifte mod den omvendte reaktion.
V) Når koncentrationen af reaktionskomponenter stiger, skifter ligevægten mod deres forbrug. I den første reaktion er hydrogen til stede i produkterne, og en forøgelse af dets koncentration vil forstærke den omvendte reaktion, hvorunder det forbruges. I 2. og 3. reaktion er brint blandt udgangsstofferne, så en stigning i dets koncentration flytter ligevægten mod den reaktion, der opstår ved forbruget af brint.
Svar.
a) Når temperaturen stiger, vil ligevægten i reaktion 1 og 3 forskydes til venstre, og i reaktion 2 - til højre.
b) Reaktion 1 og 3 vil ikke blive påvirket af et trykfald, men i reaktion 2 vil ligevægten blive forskudt til venstre.
c) En temperaturstigning i reaktion 2 og 3 vil medføre et skift af ligevægt til højre og i reaktion 1 - til venstre.
1.2. Situationsbestemte opgaver nr. 7 til 21 at konsolidere materialet (udført i en protokolnotesbog).
Opgave nr. 8. Hvordan vil hastigheden af glukoseoxidation i kroppen ændre sig, når temperaturen falder fra til, hvis temperaturkoefficienten for reaktionshastigheden er 4?
Opgave nr. 9.Brug den omtrentlige Van't Hoff-regel, beregne hvor meget temperaturen skal øges for at reaktionshastigheden kan stige 80 gange? Tag tlig med 3.
Opgave nr. 10. For praktisk talt at stoppe reaktionen anvendes hurtig afkøling af reaktionsblandingen ("reaktionsfrysning"). Bestem, hvor mange gange reaktionshastigheden vil ændre sig, når reaktionsblandingen afkøles fra 40 til , hvis reaktionens temperaturkoefficient er 2,7.
Opgave nr. 11. Isotopen, der bruges til at behandle nogle tumorer, har en halveringstid på 8,1 dage. Efter hvilket tidspunkt vil indholdet af radioaktivt jod i patientens krop falde med 5 gange?
Opgave nr. 12. Hydrolysen af et eller andet syntetisk hormon (farmaceutisk) er en førsteordensreaktion med en hastighedskonstant på 0,25 (). Hvordan vil koncentrationen af dette hormon ændre sig efter 2 måneder?
Opgave nr. 13. Den radioaktive halveringstid er 5600 år. I en levende organisme opretholdes en konstant mængde på grund af stofskiftet. I resterne af mammutten var indholdet det samme som originalen. Bestem, hvornår mammutten levede?
Opgave nr. 14. Halveringstiden for et insekticid (et pesticid, der bruges til at bekæmpe insekter) er 6 måneder. En vis mængde af det kom ind i reservoiret, hvor koncentrationen mol/l blev fastslået. Hvor lang tid vil det tage for insekticidkoncentrationen at falde til mol/l-niveauet?
Opgave nr. 15. Fedt og kulhydrater oxideres med en mærkbar hastighed ved en temperatur på 450 - 500 ° og i levende organismer - ved en temperatur på 36 - 40 °. Hvad er årsagen til det kraftige fald i temperaturen, der kræves til oxidation?
Opgave nr. 16. Hydrogenperoxid nedbrydes i vandige opløsninger til oxygen og vand. Reaktionen accelereres af både en uorganisk katalysator (ion) og en bioorganisk katalysator (katalaseenzym). Aktiveringsenergien af reaktionen i fravær af en katalysator er 75,4 kJ/mol. Ionen reducerer det til 42 kJ/mol, og enzymet katalase - til 2 kJ/mol. Beregn forholdet mellem reaktionshastigheder i fravær af en katalysator i nærvær af katalase. Hvilken konklusion kan man drage om enzymets aktivitet? Reaktionen finder sted ved en temperatur på 27 °C.
Opgave nr. 17 Penicillin henfaldshastighed konstant for walkie-talkie 
J/mol.
1.3. Kontrolspørgsmål
1. Forklar hvad begreberne betyder: reaktionshastighed, hastighedskonstant?
2. Hvordan udtrykkes de gennemsnitlige og sande hastigheder af kemiske reaktioner?
3. Hvorfor giver det mening kun at tale om hastigheden af kemiske reaktioner for et givet tidspunkt?
4. Formuler definitionen af en reversibel og irreversibel reaktion.
5. Definer loven om masseaktion. Afspejles reaktionshastighedens afhængighed af reaktanternes natur i de ligheder, der udtrykker denne lov?
6. Hvordan afhænger reaktionshastigheden af temperaturen? Hvad kaldes aktiveringsenergi? Hvad er aktive molekyler?
7. Hvilke faktorer afhænger hastigheden af homogene og heterogene reaktioner af? Giv eksempler.
8. Hvad er rækkefølgen og molekylæriteten af kemiske reaktioner? I hvilke tilfælde stemmer de ikke overens?
9. Hvilke stoffer kaldes katalysatorer? Hvad er mekanismen for den accelererende virkning af katalysatoren?
10. Hvad er begrebet "katalysatorforgiftning"? Hvilke stoffer kaldes hæmmere?
11. Hvad kaldes kemisk ligevægt? Hvorfor kaldes det dynamisk? Hvilke koncentrationer af reaktanter kaldes ligevægt?
12. Hvad kaldes den kemiske ligevægtskonstant? Afhænger det af arten af de reagerende stoffer, deres koncentration, temperatur, tryk? Hvad er kendetegnene ved den matematiske notation for ligevægtskonstanten i heterogene systemer?
13. Hvad er lægemidlers farmakokinetik?
14. De processer, der sker med et lægemiddel i kroppen, er kvantitativt karakteriseret ved en række farmakokinetiske parametre. Giv de vigtigste.
Opgave 336.
Ved 150°C er en vis reaktion færdig på 16 minutter. Tag temperaturkoefficienten for reaktionshastigheden lig med 2,5, og beregn, efter hvilket tidspunkt denne reaktion vil ende, hvis den udføres: a) ved 20 0 °C; b) ved 80°C.
Løsning:
Ifølge van't Hoffs regel er hastighedens afhængighed af temperaturen udtrykt ved ligningen:
v t og k t - reaktionens hastighed og hastighedskonstant ved temperatur t°C; v (t + 10) og k (t + 10) er de samme værdier ved temperatur (t + 10 0 C); - temperaturkoefficient for reaktionshastighed, hvis værdi for de fleste reaktioner ligger i området 2 – 4.
a) I betragtning af at hastigheden af en kemisk reaktion ved en given temperatur er omvendt proportional med varigheden af dens forekomst, erstatter vi dataene givet i problemformuleringen med en formel, der kvantitativt udtrykker Van't Hoffs regel, får vi:
b) Da denne reaktion forløber med et fald i temperaturen, så ved en given temperatur er hastigheden af denne reaktion direkte proportional med varigheden af dens forekomst, erstatter vi dataene givet i problemformuleringen med formlen, der kvantitativt udtrykker varebilen' t Hoff-reglen får vi:
Svar: a) ved 200°C t2 = 9,8 s; b) ved 80°C t3 = 162 h 1 min 16 s.
Opgave 337.
Vil værdien af reaktionshastighedskonstanten ændre sig: a) når en katalysator udskiftes med en anden; b) når koncentrationerne af reagerende stoffer ændres?
Løsning:
Reaktionshastighedskonstanten er en værdi, der afhænger af de reagerende stoffers beskaffenhed, af temperatur og af tilstedeværelsen af katalysatorer, og afhænger ikke af koncentrationen af de reagerende stoffer. Det kan være lig med reaktionshastigheden i det tilfælde, hvor koncentrationerne af reaktanterne er lig med enhed (1 mol/l).
a) Når en katalysator udskiftes med en anden, vil hastigheden af en given kemisk reaktion ændres eller stige. Hvis der anvendes en katalysator, vil hastigheden af den kemiske reaktion stige, og værdien af reaktionshastighedskonstanten vil følgelig stige. En ændring i værdien af reaktionshastighedskonstanten vil også forekomme, når en katalysator udskiftes med en anden, hvilket vil øge eller mindske hastigheden af denne reaktion i forhold til den oprindelige katalysator.
b) Når koncentrationen af reaktanter ændres, ændres reaktionshastighedsværdierne, men værdien af reaktionshastighedskonstanten ændres ikke.
Opgave 338.
Er den termiske effekt af en reaktion afhængig af dens aktiveringsenergi? Begrund svaret.
Løsning:
Den termiske virkning af reaktionen afhænger kun af systemets begyndelses- og sluttilstand og afhænger ikke af processens mellemtrin. Aktiveringsenergi er den overskydende energi, som molekyler af stoffer skal have, for at deres kollision kan føre til dannelsen af et nyt stof. Aktiveringsenergien kan ændres ved at øge eller sænke temperaturen, sænke eller øge den tilsvarende. Katalysatorer sænker aktiveringsenergien, og inhibitorer sænker den.
En ændring i aktiveringsenergien fører således til en ændring i reaktionshastigheden, men ikke til en ændring i reaktionens termiske effekt. Den termiske effekt af en reaktion er en konstant værdi og afhænger ikke af ændringer i aktiveringsenergien for en given reaktion. For eksempel har reaktionen for dannelsen af ammoniak fra nitrogen og brint formen:
Denne reaktion er eksoterm, > 0). Reaktionen forløber med et fald i antallet af mol af reagerende partikler og antallet af mol af gasformige stoffer, hvilket fører systemet fra en mindre stabil tilstand til en mere stabil, entropien falder,< 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:
Opgave 339.
For hvilken reaktion, direkte eller omvendt, er aktiveringsenergien større, hvis den direkte reaktion frigiver varme?
Løsning:
Forskellen mellem aktiveringsenergierne for fremad- og omvendte reaktioner er lig med den termiske effekt: H = E a(rev.) - E a(rev.) . Denne reaktion sker med frigivelse af varme, dvs. er eksoterm,< 0 Исходя из этого, энергия активации прямой реакции имеет меньшее значение, чем энергия активации обратной реакции:
E a(eks.)< Е а(обр.) .
Svar: E a(eks.)< Е а(обр.) .
Opgave 340.
Hvor mange gange vil hastigheden af en reaktion, der finder sted ved 298 K stige, hvis dens aktiveringsenergi reduceres med 4 kJ/mol?
Løsning:
Lad os betegne faldet i aktiveringsenergi med Ea, og reaktionshastighedskonstanterne før og efter faldet i aktiveringsenergi med henholdsvis k og k." Ved at bruge Arrhenius-ligningen får vi:
E a - aktiveringsenergi, k og k" - reaktionshastighedskonstanter, T - temperatur i K (298).
Ved at indsætte problemdataene i den sidste ligning og udtrykke aktiveringsenergien i joule, beregner vi stigningen i reaktionshastigheden:
Svar: 5 gange.
Opgave 336.
Ved 150°C er en vis reaktion færdig på 16 minutter. Tag temperaturkoefficienten for reaktionshastigheden lig med 2,5, og beregn, efter hvilket tidspunkt denne reaktion vil ende, hvis den udføres: a) ved 20 0 °C; b) ved 80°C.
Løsning:
Ifølge van't Hoffs regel er hastighedens afhængighed af temperaturen udtrykt ved ligningen:
v t og k t - reaktionens hastighed og hastighedskonstant ved temperatur t°C; v (t + 10) og k (t + 10) er de samme værdier ved temperatur (t + 10 0 C); - temperaturkoefficient for reaktionshastighed, hvis værdi for de fleste reaktioner ligger i området 2 – 4.
a) I betragtning af at hastigheden af en kemisk reaktion ved en given temperatur er omvendt proportional med varigheden af dens forekomst, erstatter vi dataene givet i problemformuleringen med en formel, der kvantitativt udtrykker Van't Hoffs regel, får vi:
b) Da denne reaktion forløber med et fald i temperaturen, så ved en given temperatur er hastigheden af denne reaktion direkte proportional med varigheden af dens forekomst, erstatter vi dataene givet i problemformuleringen med formlen, der kvantitativt udtrykker varebilen' t Hoff-reglen får vi:
Svar: a) ved 200°C t2 = 9,8 s; b) ved 80°C t3 = 162 h 1 min 16 s.
Opgave 337.
Vil værdien af reaktionshastighedskonstanten ændre sig: a) når en katalysator udskiftes med en anden; b) når koncentrationerne af reagerende stoffer ændres?
Løsning:
Reaktionshastighedskonstanten er en værdi, der afhænger af de reagerende stoffers beskaffenhed, af temperatur og af tilstedeværelsen af katalysatorer, og afhænger ikke af koncentrationen af de reagerende stoffer. Det kan være lig med reaktionshastigheden i det tilfælde, hvor koncentrationerne af reaktanterne er lig med enhed (1 mol/l).
a) Når en katalysator udskiftes med en anden, vil hastigheden af en given kemisk reaktion ændres eller stige. Hvis der anvendes en katalysator, vil hastigheden af den kemiske reaktion stige, og værdien af reaktionshastighedskonstanten vil følgelig stige. En ændring i værdien af reaktionshastighedskonstanten vil også forekomme, når en katalysator udskiftes med en anden, hvilket vil øge eller mindske hastigheden af denne reaktion i forhold til den oprindelige katalysator.
b) Når koncentrationen af reaktanter ændres, ændres reaktionshastighedsværdierne, men værdien af reaktionshastighedskonstanten ændres ikke.
Opgave 338.
Er den termiske effekt af en reaktion afhængig af dens aktiveringsenergi? Begrund svaret.
Løsning:
Den termiske virkning af reaktionen afhænger kun af systemets begyndelses- og sluttilstand og afhænger ikke af processens mellemtrin. Aktiveringsenergi er den overskydende energi, som molekyler af stoffer skal have, for at deres kollision kan føre til dannelsen af et nyt stof. Aktiveringsenergien kan ændres ved at øge eller sænke temperaturen, sænke eller øge den tilsvarende. Katalysatorer sænker aktiveringsenergien, og inhibitorer sænker den.
En ændring i aktiveringsenergien fører således til en ændring i reaktionshastigheden, men ikke til en ændring i reaktionens termiske effekt. Den termiske effekt af en reaktion er en konstant værdi og afhænger ikke af ændringer i aktiveringsenergien for en given reaktion. For eksempel har reaktionen for dannelsen af ammoniak fra nitrogen og brint formen:
Denne reaktion er eksoterm, > 0). Reaktionen forløber med et fald i antallet af mol af reagerende partikler og antallet af mol af gasformige stoffer, hvilket fører systemet fra en mindre stabil tilstand til en mere stabil, entropien falder,< 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:
Opgave 339.
For hvilken reaktion, direkte eller omvendt, er aktiveringsenergien større, hvis den direkte reaktion frigiver varme?
Løsning:
Forskellen mellem aktiveringsenergierne for fremad- og omvendte reaktioner er lig med den termiske effekt: H = E a(rev.) - E a(rev.) . Denne reaktion sker med frigivelse af varme, dvs. er eksoterm,< 0 Исходя из этого, энергия активации прямой реакции имеет меньшее значение, чем энергия активации обратной реакции:
E a(eks.)< Е а(обр.) .
Svar: E a(eks.)< Е а(обр.) .
Opgave 340.
Hvor mange gange vil hastigheden af en reaktion, der finder sted ved 298 K stige, hvis dens aktiveringsenergi reduceres med 4 kJ/mol?
Løsning:
Lad os betegne faldet i aktiveringsenergi med Ea, og reaktionshastighedskonstanterne før og efter faldet i aktiveringsenergi med henholdsvis k og k." Ved at bruge Arrhenius-ligningen får vi:
E a - aktiveringsenergi, k og k" - reaktionshastighedskonstanter, T - temperatur i K (298).
Ved at indsætte problemdataene i den sidste ligning og udtrykke aktiveringsenergien i joule, beregner vi stigningen i reaktionshastigheden:
Svar: 5 gange.
Hastigheden af en kemisk reaktion stiger med stigende temperatur. Du kan estimere stigningen i reaktionshastigheden med temperaturen ved hjælp af Van't Hoffs regel. Ifølge reglen øges reaktionshastighedskonstanten 2-4 gange ved at øge temperaturen med 10 grader:
Denne regel gælder ikke ved høje temperaturer, hvor hastighedskonstanten næsten ikke ændrer sig med temperaturen.
Van't Hoffs regel giver dig mulighed for hurtigt at bestemme holdbarheden af et lægemiddel. Forøgelse af temperaturen øger hastigheden af nedbrydning af lægemidlet. Dette reducerer den tid, det tager at bestemme medicinens holdbarhed.
Metoden går ud på, at stofferne holdes ved en forhøjet temperatur T i en vis tid tT, mængden af nedbrudt lægemiddel m findes og omregnes til en standard opbevaringstemperatur på 298K. I betragtning af at processen med lægemiddelnedbrydning er en førsteordensreaktion, udtrykkes hastigheden ved den valgte temperatur T og T = 298 K:
I betragtning af at massen af det nedbrudte lægemiddel er den samme for standard og reelle opbevaringsforhold, kan nedbrydningshastigheden udtrykkes som:
Tager T=298+10n, hvor n = 1,2,3…,
Det endelige udtryk for lægemidlets holdbarhed opnås under standardbetingelser på 298K:
Teori om aktive kollisioner. Aktiveringsenergi. Arrhenius ligning. Sammenhæng mellem reaktionshastighed og aktiveringsenergi.
Teorien om aktive kollisioner blev formuleret af S. Arrhenius i 1889. Denne teori bygger på ideen om, at for at en kemisk reaktion kan opstå, er kollisioner mellem udgangsstoffernes molekyler nødvendige, og antallet af kollisioner bestemmes af intensiteten af molekylernes termiske bevægelse, dvs. afhænger af temperaturen. Men ikke enhver kollision af molekyler fører til en kemisk transformation: kun en aktiv kollision fører til det.
Aktive kollisioner er kollisioner, der for eksempel sker mellem molekyler A og B med en stor mængde energi. Den minimale mængde energi, som udgangsstoffernes molekyler skal have, for at deres kollision er aktiv, kaldes reaktionens energibarriere.
Aktiveringsenergi er den overskydende energi, der kan overføres eller overføres til et mol af et stof.
Aktiveringsenergien påvirker i væsentlig grad værdien af reaktionshastighedskonstanten og dens afhængighed af temperaturen: Jo større Ea, jo mindre hastighedskonstanten, og jo mere signifikant påvirker temperaturændringen den.
Reaktionshastighedskonstanten er relateret til aktiveringsenergien ved et komplekst forhold beskrevet af Arrhenius-ligningen:
k=Aе–Ea/RT, hvor A er den præ-eksponentielle faktor; Eа er aktiveringsenergien, R er den universelle gaskonstant lig med 8,31 J/mol; T - absolut temperatur;
e-base af naturlige logaritmer.
Imidlertid er de observerede reaktionshastighedskonstanter normalt meget mindre end dem, der er beregnet ud fra Arrhenius-ligningen. Derfor modificeres ligningen for reaktionshastighedskonstanten som følger:
(minus før alle brøker)
Multiplikatoren får hastighedskonstantens temperaturafhængighed til at afvige fra Arrhenius-ligningen. Da Arrhenius-aktiveringsenergien beregnes som hældningen af reaktionshastighedens logaritmiske afhængighed af den inverse temperatur, så gør det samme med ligningen , vi får:
Funktioner af heterogene reaktioner. Hastigheden af heterogene reaktioner og dens bestemmende faktorer. Kinetiske og diffusionsområder for heterogene processer. Eksempler på heterogene reaktioner af interesse for farmaci.
HETEROGENE REAKTIONER, kemisk. reaktioner, der involverer stoffer i nedbrydning. faser og tilsammen udgør et heterogent system. Typiske heterogene reaktioner: termisk. nedbrydning af salte med dannelse af gasformige og faste produkter (for eksempel CaCO3 -> CaO + CO2), reduktion af metaloxider med brint eller kulstof (for eksempel PbO + C -> Pb + CO), opløsning af metaller i syrer (for eksempel Zn + + H2SO4 -> ZnSO4 + H2), interaktion. faste reagenser (A12O3 + NiO -> NiAl2O4). En særlig klasse omfatter heterogene katalytiske reaktioner, der forekommer på overfladen af katalysatoren; Desuden er reaktanterne og produkterne muligvis ikke i forskellige faser. Retning, under reaktionen N2 + + ZH2 -> 2NH3, der forekommer på overfladen af en jernkatalysator, er reaktanterne og reaktionsproduktet i gasfasen og danner et homogent system.
Funktionerne ved heterogene reaktioner skyldes deltagelse af kondenserede faser i dem. Dette gør blanding og transport af reagenser og produkter vanskelig; aktivering af reagensmolekyler ved grænsefladen er mulig. Kinetikken af enhver heterogen reaktion bestemmes af selve kemikaliets hastighed. transformationer, samt ved overførselsprocesser (diffusion), der er nødvendige for at genopbygge forbruget af reagerende stoffer og fjerne reaktionsprodukter fra reaktionszonen. I fravær af diffusionshindringer er hastigheden af en heterogen reaktion proportional med størrelsen af reaktionszonen; dette er den specifikke reaktionshastighed beregnet pr. overfladeenhed (eller volumen) af reaktionen. zoner, ændres ikke over tid; for simple (et-trins) reaktioner kan det være fastsat ud fra den fungerende masselov. Denne lov er ikke opfyldt, hvis spredningen af stoffer forløber langsommere end den kemiske. distrikt; i dette tilfælde er den observerede hastighed af en heterogen reaktion beskrevet af diffusionskinetikkens ligninger.
Hastigheden af en heterogen reaktion er mængden af stof, der reagerer eller dannes under en reaktion pr. tidsenhed pr. enheds overfladeareal af fasen.
Faktorer, der påvirker hastigheden af en kemisk reaktion:
Reaktanternes natur
Reagenskoncentration,
Temperatur,
Tilstedeværelse af en katalysator.
Vheterogen = Δп(S Δt), hvor Vheterog er reaktionshastigheden i et heterogent system; n er antallet af mol af et hvilket som helst af de stoffer, der er et resultat af reaktionen; V er systemets volumen; t - tid; S er overfladearealet af den fase, hvorpå reaktionen finder sted; Δ - tegn på stigning (Δp = p2 - p1; Δt = t2 - t1).