Од квалитативни размислувања, јасно е дека брзината на реакции треба да се зголемува со зголемување на температурата, бидејќи во исто време се зголемува енергијата на честичките кои се судираат и се зголемува веројатноста дека ќе се случи хемиска трансформација за време на судир. За квантитативно да се опишат температурните ефекти во хемиската кинетика, се користат две главни врски - правилото Вант Хоф и равенката Арениус.
Правилото на Ван'т Хофе дека кога се загрева за 10 o C, брзината на повеќето хемиски реакции се зголемува за 2 до 4 пати. Математички, ова значи дека брзината на реакција зависи од температурата на начин на законски моќ:
, (4.1)
каде е температурниот коефициент на брзина ( = 24). Правилото на Van't Hoff е многу грубо и е применливо само во многу ограничен температурен опсег.
Многу попрецизно е Арениус равенка, опишувајќи ја температурната зависност на константата на брзината:
, (4.2)
Каде Р- универзална гасна константа; А- предекспоненцијален фактор, кој не зависи од температурата, туку се одредува само од типот на реакцијата; Е А - енергија за активирање, што може да се окарактеризира како одредена енергија на прагот: грубо кажано, ако енергијата на честичките што се судираат е помала Е А, тогаш при судир реакцијата нема да се случи ако енергијата надмине Е А, ќе дојде до реакција. Енергијата на активирање не зависи од температурата.
Графичка зависност к(Т) изгледа на следниот начин:
На ниски температуриАх, хемиски реакции тешко се случуваат: к(Т) 0. При многу високи температури, константата на брзина се стреми кон ограничувачката вредност: к(Т)А. Ова одговара на фактот дека сите молекули се хемиски активни и секој судир резултира со реакција.
Енергијата на активирање може да се одреди со мерење на константата на брзина на две температури. Од равенката (4.2) следува:
. (4.3)
Поточно, енергијата на активирање се одредува од вредностите на константата на брзината на неколку температури. За да го направите ова, равенката Арениус (4.2) е напишана во логаритамска форма
и запишувајте експериментални податоци во ln координати к - 1/Т. Тангентата на аголот на наклон на добиената права линија е еднаква на - Е А / Р.
За некои реакции, предекспоненцијалниот фактор слабо зависи од температурата. Во овој случај, т.н искусна енергија за активирање:
. (4.4)
Ако предекспоненцијалниот фактор е константен, тогаш експерименталната енергија на активирање е еднаква на енергијата на активирање Arrhenius: Еоп = Е А.
Пример 4-1. Користејќи ја равенката Арениус, проценете на кои температури и енергија на активирање важи правилото Ван'т Хоф.
Решение. Ајде да го замислиме правилото на Ван'т Хоф (4.1) како зависност од законот за моќност на константата на стапката:
,
Каде Б- постојана вредност. Да го споредиме овој израз со равенката Арениус (4.2), земајќи ја вредноста ~ за температурниот коефициент на брзина д = 2.718:
.
Да го земеме природниот логаритам на двете страни на оваа приближна еднаквост:
.
Диференцирајќи ја добиената врска во однос на температурата, ја наоѓаме саканата врска помеѓу енергијата на активирање и температурата:
Ако енергијата на активирање и температурата приближно ја задоволуваат оваа врска, тогаш правилото van’t Hoff може да се користи за да се процени ефектот на температурата врз брзината на реакцијата.
Пример 4-2. Реакцијата од прв ред на температура од 70 o C е 40% завршена за 60 минути. На која температура реакцијата ќе биде 80% завршена за 120 минути ако енергијата на активирање е 60 kJ/mol?
Решение. За реакција од прв ред, константата на брзина се изразува во однос на степенот на конверзија на следниов начин:
,
каде што a = x/а- степен на трансформација. Дозволете ни да ја напишеме оваа равенка на две температури земајќи ја предвид равенката Арениус:
Каде Е А= 60 kJ/mol, Т 1 = 343 K, т 1 = 60 мин, а 1 = 0,4, т 2 = 120 мин, а 2 = 0,8. Ајде да поделиме една равенка со друга и да го земеме логаритамот:
Заменувајќи ги горенаведените вредности во овој израз, наоѓаме Т 2 = 333 K = 60 o C.
Пример 4-3. Стапката на бактериска хидролиза на мускулите на рибата се удвојува кога се движи од температура од -1,1 o C до температура од +2,2 o C. Проценете ја енергијата на активирање на оваа реакција.
Решение. Зголемувањето на брзината на хидролиза за 2 пати се должи на зголемувањето на константата на брзината: к 2 = 2к 1 . Енергијата на активирање во однос на константите на брзината на две температури може да се одреди од равенката (4.3) со Т 1 = т 1 + 273,15 = 272,05 К, Т 2 = т 2 + 273,15 = 275,35 К:
130800 J/mol = 130,8 kJ/mol.
4-1. Користејќи го Ван'т Хофовото правило, пресметајте на која температура реакцијата ќе заврши за 15 минути, ако на 20 o C потребни се 2 часа. Температурен коефициентбрзината е 3. (одговор)
4-2. Полуживотот на супстанцијата на 323 К е 100 минути, а на 353 К е 15 минути. Одреди го температурниот коефициент на брзина.(одговор)
4-3. Колкава треба да биде енергијата на активирање за брзината на реакцијата да се зголеми 3 пати со зголемување на температурата за 10 0 C а) на 300 K; б) на 1000 К (одговор)
4-4. Реакцијата од прв ред има енергија на активирање од 25 kcal/mol и предекспоненцијален фактор 5. 10 13 сек -1. На која температура полуживотот за оваа реакција ќе биде: а) 1 мин; б) 30 дена (одговор)
4-5. Во кој од двата случаи константата на брзината на реакцијата се зголемува за поголем бројпати: кога се загрева од 0 o C до 10 o C или кога се загрева од 10 o C до 20 o C? Оправдајте го вашиот одговор користејќи ја равенката Арениус (одговор)
4-6. Енергијата на активирање на некоја реакција е 1,5 пати поголема од енергијата на активирање на друга реакција. Кога се загрева од Т 1 до Т 2 константата на брзината на втората реакција се зголемила за аеднаш. Колку пати се зголемила константата на брзината на првата реакција кога се загревала од Т 1 до Т 2? (одговор)
4-7. Константата на брзината на сложената реакција се изразува во однос на константите на брзината на елементарните фази на следниов начин:
Енергијата на активирање и предекспоненцијален фактор на сложената реакција изразете ги во однос на соодветните величини поврзани со елементарните фази.(одговор)
4-8. Во неповратна реакција од прв ред за 20 минути на 125 o C, степенот на конверзија на почетната супстанција беше 60%, а на 145 o C истиот степен на конверзија беше постигнат за 5,5 минути. Најдете ги константите на брзината и енергијата на активирање за оваа реакција.(одговор)
4-9. Реакцијата од прв ред на температура од 25 o C се завршува за 30% за 30 минути. На која температура реакцијата ќе биде завршена 60% за 40 минути ако енергијата на активирање е 30 kJ/mol (одговор)
4-10. Реакцијата од прв ред на температура од 25 o C е 70% завршена за 15 минути. На која температура реакцијата ќе биде 50% завршена за 15 минути ако енергијата на активирање е 50 kJ/mol (одговор)
4-11. Константата на брзината на реакција од прв ред е 4,02. 10 -4 с -1 на 393 К и 1,98 . 10 -3 s -1 на 413 K. Пресметајте го предекспоненцијалниот фактор за оваа реакција (одговор)
4-12. За реакцијата H 2 + I 2 2HI, константата на брзина на температура од 683 K е еднаква на 0,0659 l/(mol. min), а на температура од 716 K - 0,375 l/(mol. min). Најдете ја енергијата на активирање на оваа реакција и константата на брзината на температура од 700 К.(одговор)
4-13. За реакцијата 2N 2 O 2N 2 + O 2 константата на брзината на температура од 986 K е 6,72 l/(mol. min), а на температура од 1165 K - 977,0 l/(mol. min). Најдете ја енергијата на активирање на оваа реакција и константата на брзината на температура од 1053,0 К.(одговор)
4-14. Трихлороацетат јон во јонизирачки растворувачи кои содржат H + се разградува според равенката
H + + CCl 3 COO - CO 2 + CHCl 3
Фазата што ја одредува брзината на реакцијата е мономолекуларното расцепување на C-C врската во трихлороацетатниот јон. Реакцијата се одвива по прв ред, а константите на брзината ги имаат следните вредности: к= 3,11. 10 -4 s -1 на 90 o C, к= 7,62. 10 -5 s -1 на 80 o C. Пресметајте а) енергија на активирање, б) константа на брзина на 60 o C. (одговор)
4-15. За реакцијата CH 3 COOC 2 H 5 + NaOH * CH 3 COONa + C 2 H 5 OH, константата на брзина на температура од 282,6 K е еднаква на 2,307 l/(mol. min), а на температура од 318,1 K - 21,65 l /(mol min). Најдете ја енергијата на активирање на оваа реакција и константата на брзината на температура од 343 К.(одговор)
4-16. За реакцијата C 12 H 22 O 11 + H 2 O C 6 H 12 O 6 + C 6 H 12 O 6 константата на брзина на температура од 298.2 K е еднаква на 0.765 l/(mol. min), а на температура од 328,2 K - 35,5 l/(mol min). Најдете ја енергијата на активирање на оваа реакција и константата на брзината на температура од 313,2 К.(одговор)
4-17. Супстанцијата се распаѓа на две паралелни патеки со константи на брзина к 1 и к 2. Која е разликата во енергиите на активирање на овие две реакции ако на 10 o C к 1 /к 2 = 10 и на 40 o C к 1 /к 2 = 0,1 (одговор)
4-18. Во две реакции од ист ред, разликата во енергиите на активирање е Е 2 - Е 1 = 40 kJ/mol. На температура од 293 К односот на константите на брзината е к 1 /к 2 = 2. На која температура константите на брзината стануваат еднакви (одговор)
4-19. Распаѓањето на ацетон дикарбоксилна киселина во воден раствор е реакција од прв ред. Константите на брзината на оваа реакција беа измерени на различни температури:
Пресметајте ја енергијата на активирање и предекспоненцијалниот фактор. Колку е полуживотот на 25 o C?
Правилото на Ван'т Хоф:
Кога температурата се зголемува за 10 степени, брзината на хомогена хемиска реакција се зголемува за 2-4 пати.
каде што V2 е брзината на реакција на температура T2, V1 е брзината на реакција на температура T1, е температурниот коефициент на реакцијата (ако е еднаков на 2, на пример, тогаш брзината на реакцијата ќе се зголеми 2 пати кога температурата се зголемува за 10 степени).
Од равенката Van't Hoff температурен коефициентпресметано со формулата:
Теоријата на активни судири ги генерализира законите зависност на брзината на хемиската реакција од температурата:
1. Не можат да реагираат сите молекули, туку само оние во посебна активна состојба
2.Активирањето на молекулата настанува како резултат на биомолекуларен судир.
3. Кога се судираат честички со приближно иста количина на енергија, доаѓа до нејзина прераспределба, како резултат на што енергијата на една од молекулите достигнува вредност што одговара на енергијата на активирање.
4. Влијанието на температурата врз брзината на реакцијата: промена на рамнотежата помеѓу обичните и активните молекули кон зголемување на концентрацијата на првите.
Енергетски профил на реакцијата (график на зависност потенцијална енергијаод координатата на реакцијата)
Енергија за активирање Ea- минималната дополнителна енергија што мора да се даде на молекулата над нејзината просечна вредност за да биде возможна хемиска реакција. интеракција.
Арениус равенкаја поставува стапката константна зависност хемиска реакција k на температура Т.
Овде A ја карактеризира фреквенцијата на судири на молекули кои реагираат, R е универзална гасна константа.
7. Катализа. Хомогена и хетерогена катализа. Карактеристики на каталитичката активност на ензимите. Катализа -промена на брзината на хемиските реакции во присуство на супстанции кои, по завршувањето на реакцијата, остануваат непроменети во форма и количина. Зголемувањето на брзината на реакција се нарекува позитивна катализа, намалување - негативна катализа (или инхибиција). Катализаториименува супстанции кои предизвикуваат позитивна катализа; супстанции кои ги забавуваат реакциите - инхибитори. Постојат хомогена и хетерогена катализа.Забрзувањето на реакцијата на диспропорција на водород пероксид во воден раствор во присуство на дихромат јони е пример за хомогена катализа (катализаторот формира една фаза со реакционата смеса), а во присуство на манган (IV) оксид е пример на хетерогена катализа (воден раствор на водород пероксид - течна фаза, манган оксид -тврд). Катализаторите за биохемиски реакции се протеински по природа и се нарекуваат ензими. Ензимите се разликуваат од конвенционалните катализатори по голем број карактеристики: 1) имаат значително поголема каталитичка ефикасност; 2) висока специфичност, т.е. селективност на дејство; 3) многу ензими покажуваат каталитичка активност само кон еден супстрат; 4) ензимите покажуваат максимална ефикасностсамо во благи услови, се карактеризира со мал опсег на температури и pH вредности Ензимска активност = Брзина на реакција нулта редослед. 8. Хемиска рамнотежа. Реверзибилна и неповратна во насока на реакцијата. Хемиска рамнотежа: динамична состојба во која брзината на напредните и обратните реакции се еднакви. Константа на рамнотежа: при постојани надворешни услови во рамнотежа, односот на производот од концентрациите на производот со производот од концентрациите на реактантот, земајќи ја предвид стехиометријата, е константна вредност што не зависи од хемиски составсистеми. Kc е поврзан со стандардот Гибс Е со релацијата: Принципот на Ле Шателје:влијанието на кој било фактор (t, c, p) врз системот за рамнотежа стимулира промена на рамнотежата во насока што помага да се обноват оригиналните карактеристики на системот. Услови на термодинамичка рамнотежа: G 2 -G 1 =0S 2 -S 1 =0 Реверзибилна насока:под дадени услови, спонтано тече и во напред и во обратна насока .Услови за завршување: - Ретко растворлив талог - гас - супстанца која малку дисоцира (вода) - стабилно сложено соединение Неповратна област: под дадени услови, тече во една насока. Позиција хемиска рамнотежазависи од следните параметри на реакцијата: температура, притисок и концентрација. Подлежно е влијанието што овие фактори го имаат врз хемиската реакција образец кој во 1884 година беше изразен во општа форма од францускиот научник Ле Шателје. Модерна формулацијаПринципот на Ле Шателје е:
9. Улогата на водата и решенијата во животот. Термодинамика на растворање.Решениее хомоген систем на променлив состав на две или повеќе супстанции кој е во состојба на рамнотежа. Класификација: 1) суспензија(груб дисперзиран систем): суспензии (цврсти во течност) и емулзии (течност во течност) 2) колоиди, сол(ситно дисперзирани системи). Вредноста на решенијата во животот: многу хемиски процеси се случуваат само под услов супстанциите вклучени во нив да се во растворена состојба. Најважните биолошки течности (крв, лимфа, урина, плунка, пот) се раствори на соли, протеини, јаглени хидрати, липиди во вода. Апсорпцијата на храната е поврзана со преминот на хранливите материи во растворена состојба. Биохемиските реакции кај живите организми се случуваат во раствори. Биофлуидите се вклучени во транспортот на хранливи материи (масти, амино киселини, кислород), лековина органи и ткива, како и при отстранување на метаболити од телото. Во течните медиуми на телото, постојана киселост, концентрација на сол и органска материја(хомеостаза на концентрација). Најчестиот растворувач на нашата планета е вода. Карактеристики на водата: неговиот топлински капацитет ги надминува сите супстанции; ненормално однесување за време на ладењето - водата станува погуста, почнува да тоне, а потоа се крева (сите други супстанции тонат кога се набиваат); може да сублимира (сублимација на вода) - сублимација (под одредени услови мразот може да се претвори во пареа без претходно да се претвори во течна вода, т.е. без топење); водата ги раствора сите супстанции (единствено прашање е колку?); висока диелектрична константа на водата (вредност што покажува колку пати силата на интеракција помеѓу две полнежи во дадена супстанција е помала отколку во вакуум); високо критична температура; водата е амфолит (не киселина, а не база); учествува во создавањето на полимерните структури на телото (протеини, липиди...); основата мембрански транспорт. Термодинамика на растворање: според 2-ри закон за термодинамика на стр, Т=констсупстанциите можат спонтано да се растворат во кој било растворувач ако како резултат на овој процес се намали Гибсовата енергија на системот, т.е. . G=(H - T S)<0 . (Х- енталпија фактор, Т С-ентропија фактор на растворање). При растворање на течни и цврсти материи С>0. При растворање на гасови во течност С<0. Промената на енталпијата е алгебарскиот збир на промената на енталпијата H krкако резултат на уништување на кристалната решетка и промени во енталпијата H солпоради растворање со честички на растворувачи Хдиста = Хкр +HСол . Кога гасовите се раствораат, енталпија Х cr =0, бидејќи нема потреба да се троши енергија за уништување на кристалната решетка. За време на растворањето, може да дојде до промена и во ентропијата и во енталпијата. 10 . Идеално решение- енталпијата на мешањето е 0 (хомогени мешавини на јаглеводороди; хипотетички раствор, каде што сите сили на меѓумолекуларната интеракција се еднакви.) Константа на растворливост или PR- ова е производ од концентрациите на јоните на слабо растворлив електролит во заситен раствор на дадена температура - константна вредност BaCO 3 = Ba + CO 3, Ks=Услови за растворање и формирање на врнежиТаложењето и растворувањето се реакции на размена што се случуваат во раствор на електролит ---1) Електролитот ќе таложи ако производот од концентрацијата на неговите јони во растворот е поголем од константата на растворливост c(Ba)*c(CO 3)>Kpr 2) Неговиот талог ќе се раствори ако сето тоа е обратно 11. Колигативни својства на растворите. Колигативни својства на растворите- тоа се оние својства од кои, под дадени услови, излегуваат еднакви и независни хемиска природарастворена супстанција; својства на растворите, кои зависат само од бројот на кинетичките единици и од нивните термичко движење. Законот на Раул и неговата последица- Пареата која е во рамнотежа со течност се нарекува заситена. Притисокот на таквата пареа над чист растворувач (p0) се нарекува притисок или еластичност заситена пареачист растворувач. Парениот притисок на растворот што содржи неиспарлива растворена супстанца е директно пропорционален на молската фракција на растворувачот во растворот: p = p0 · хр-л, каде што p е парен притисок над растворот, PA е притисок на пареа над чистиот растворувач хр-л е моларна фракција на растворувачот, се користи малку поинаква форма на равенката; да додадете изотоничен коефициент на него: Δp = i · p0 · χв -va, каде што Δp е вистинската промена на притисокот во споредба со чистиот растворувач χv-va е молската фракција на супстанцијата во растворот. Од законот на Раулт произлегуваат два последиците. Според еден од нив, точката на вриење на растворот е повисока од точката на вриење на растворувачот. Ова се должи на фактот дека притисокот на заситената пареа на растворувачот над растворот станува еднаков на атмосферски притисок(состојба на течно вриење) на повеќе висока температураотколку во случај на чист растворувач. Зголемувањето на точката на вриење Tbp е пропорционално на моларноста на растворот:. Врие=Ке смкаде што Ke е ебулиоскопска константа на растворувачот, cm е молалната концентрација според втора последицаод законот на Раул, температурата на замрзнување (кристализација) на растворот е пониска од температурата на замрзнување (кристализација) на чист растворувач. Ова се должи на помалиот парен притисок на растворувачот над растворот отколку над растворувачот. Намалувањето на температурата на замрзнување (кристализација) Tzam е пропорционално на молалитетот на растворот : Tzam= Kk cmкаде Kk е криоскопска константа на растворот Намалување на температурата на кристализација на растворитекристализацијата е еднаквост на притисокот на заситената пареа на растворувачот над растворот со притисокот на пареата над цврстиот растворувач. Бидејќи притисокот на пареата на растворувачот над растворот е секогаш помал отколку над чистиот растворувач, оваа еднаквост секогаш ќе се постигне на температура пониска од точката на замрзнување на растворувачот. Значи, океанската водапочнува да замрзнува на температура од околу минус 2 °C Разликата помеѓу температурата на кристализација на растворувачот и температурата на која започнува кристализацијата на растворот е намалување на температурата на кристализација. Зголемување на точката на вриење на растворите Течностврие на температура на која вкупниот притисок на заситената пареа станува еднаков на надворешниот притисок. притисок заситени пареинад растворот на која било температура ќе биде помал од над чистиот растворувач, а еднаквост со неговиот надворешен притисок ќе се постигне на повисока температура. Така, точката на вриење на растворот на неиспарлива супстанција T е секогаш повисока од точката на вриење на чист растворувач при ист притисок T° Зголемувањето на точката на вриење на бесконечно разредените раствори на неиспарливи материи не зависи од природата. на растворената супстанца и е директно пропорционална со молалната концентрација на растворот. Спонтана транзиција на растворувачот низ полупропустлива мембрана, се нарекува раздвојување раствор и растворувач или два раствори со различни концентрации на растворена супстанција со осмоза.Осмозата е предизвикана од дифузија на молекули на растворувачи преку полупропустлива преграда, која дозволува само молекулите на растворувачите да минуваат низ. Молекулите на растворувачите се дифузираат од растворувач во раствор или од помалку концентриран раствор во поконцентриран Осмозата се карактеризира квантитативно осмотски притисок, еднаква сила, по единица површина, и предизвикувајќи молекулите на растворувачите да навлезат низ полупропустливата преграда. Тоа е еднакво на притисокот на колоната на растворот во осмометарот со висина h. Во рамнотежа надворешен притисокго балансира осмотскиот притисок. Во овој случај, стапките на напред и обратна транзиција на молекулите низ полупропустливата партиција стануваат исти. Осмотскиот притисок се зголемува со зголемување на концентрацијата и температурата на растворената супстанција. Ван'т Хофсугерираше дека равенката на состојбата може да се примени на осмотскиот притисок идеален гас: pV = nRT или p = (n/V) RT од каде p = со RT, каде што p е осмотскиот притисок (kPa), c е моларната концентрација на растворот. Осмотскиот притисок е директно пропорционален на моларната концентрација на растворената супстанција и температурата. Осмозата игра многу добро важна улогаво биолошките процеси, обезбедувајќи проток на вода во клетките и другите структури. Растворите со ист осмотски притисок се нарекуваат изотоничен. Ако осмотскиот притисок е повисок од интрацелуларниот притисок, тогаш тој се нарекува хипертоничен, ако е помал од интрацелуларниот притисок се нарекува хипотоничен. Изотоничниот коефициент (исто така Van't Hoff фактор; означен i) е бездимензионален параметар кој го карактеризира однесувањето на супстанцијата во раствор. Тој е нумерички еднаков на односотвредности на некои колагативни својства на решение на оваа супстанцаи вредностите на истото колигативно својство на неелектролит со иста концентрација со други системски параметри непроменети. Изоосмија-релативна постојаност на осмотскиот притисок во течните медиуми и ткивата на телото, поради одржување на ова нивоконцентрации на супстанциите што ги содржат: електролити, протеини Ова е една од најважните физиолошки константи на телото, обезбедена со механизми за саморегулација (Хомеостаза). ХЕМОЛИЗА- уништување на црвените крвни зрнца, придружено со ослободување на хемоглобин од нив. Физички причинивклучува ефекти од високи и ниски температури, ултразвук и хемиски - хемолитични отрови, одредени лековиитн. Хемолиза може да настане поради трансфузија на некомпатибилна крв или администрација на хипотонични раствори. Плазмолиза-кога клетките се ставаат во хипертоничен раствор, водата ги остава клетките на повеќе концентриран раствори се забележува намалување на клетките.
Елементи на теоријата на раствори на електролити. Силни и слаби електролити. Константа на јонизација на слаб електролит. Оствалдовиот закон за размножување. Јонска силарешение. Активност и коефициент на активност на јони. Електролити во телото, плунката како електролит.
Електролити- тоа се супстанции со јонски или високополарни ковалентни врскиВ водени раствориизложени електролитичка дисоцијација, што резултира со формирање на катјони и анјони.
Силни електролити- супстанции кои можат целосно да се дисоцираат. Тие вклучуваат повеќето соли, како и некои супстанции молекуларна структура(HCl).
Слаби електролити се дисоцираат во незначителна мера, а нивната доминантна форма е молекуларна (H2S, органски киселини).
Способноста на молекуларниот електролит да се дисоцира се одредува квантитативно степен на јонизација (тоа зависи од концентрацијата на електролитот ):
каде што Ntotal - вкупен бројмолекули во раствор; N јонизација е бројот на молекули кои се распаднале на јони.
Константа на јонизација:
Каде што [A], [B] се распаднати јони
- супстанца која не се распаднала на јони.
Оствалдовиот закон за разредување:
K= α 2 c/1- α ,
Каде што α е степенот на јонизација
C – моларна концентрација
Јонска јачина на растворот:
I=0,5∑с и z i 2,
Каде што c i е моларната концентрација на јонот во растворот, mol/l
z i е полнењето на јонот.
Јонска активносте неговата ефективна концентрација.
Активноста е поврзана со моларната концентрација на следниов начин:
каде f - фактор на активност
Електролити во телото: Na и Clучествуваат во одржувањето киселинско-базната рамнотежа, осмотска рамнотежа во телото. Садрами голема улогаво изградбата на коскеното ткиво и забите, во регулирањето на киселоста на крвта и нејзината коагулација, во ексцитабилноста на мускулите и нервно ткиво. ДОкои се наоѓаат првенствено во телесните течности и меките ткива, каде што е неопходен елемент за одржување на осмотскиот притисок и регулирање на pH на крвта. Мге кофактор на многу ензимски реакции, е неопходен во сите фази на синтеза на протеини. Во живите организми Feе важен микроелемент кој ги катализира процесите на размена на кислород. Кое дел од витаминот Б 12, е вклучен во хематопоезата, функциите нервен системи црниот дроб, ензимски реакции. Znнеопходен за метаболизмот на витаминот Е, е вклучен во синтезата на различни анаболни хормони во телото, вклучувајќи инсулин, тестостерон и хормон за раст. Мнвлијае на растот, формирањето на крв и функцијата на половите жлезди.
Плунката како електролите сложена биохемиска средина. Бројот на јони H+ и OH ја одредува pH вредноста на плунката, која вообичаено е 6,9 pH вредностварира во зависност од природата на патолошкиот процес во усната шуплина. Значи. кај заразни болести, реакцијата на плунката е кисела. Од неорганските материи, плунката содржи анјони на хлор, бром, јод и флуор. Фосфат и флуор анјони придонесуваат за зголемување на електрохемиските потенцијали, хлор анјон - пренос на јонски полнежи и е деполаризатор (фактор кој ги забрзува анодните и катодните процеси). Во плунката се одредуваат микроелементи: железо, бакар, сребро, манган, алуминиум итн. - и макроелементи: калциум, калиум, натриум, магнезиум, фосфор.
Фактори кои влијаат на реакцијата
Во човечкото тело, илјадници ензимски реакции се случуваат во жива клетка. Меѓутоа, во повеќефазен синџир на процеси, разликата помеѓу стапките на поединечни реакции е доста голема. Така, на синтезата на протеинските молекули во клетката и претходат уште најмалку две фази: синтеза на трансферна РНК и синтеза на рибозоми. Но, времето во кое концентрацијата на т-РНК молекулите се удвојува е 1,7 минути, протеинските молекули - 17 минути и рибозомите - 170 минути. Стапката на целокупниот процес на бавната (ограничувачка) фаза, во нашиот пример - стапката на синтеза на рибозомите. Присуството на ограничувачка реакција обезбедува висока доверливости флексибилноста да се контролираат илјадници реакции што се случуваат во клетката. Доволно е да се следат и регулираат само најбавните. Овој метод за регулирање на брзината на повеќестепена синтеза се нарекува минимален принцип. Тоа ви овозможува значително да го поедноставите и да го направите системот за автоматска регулација во кафезот посигурен.
Класификација на реакции кои се користат во кинетиката: реакции, хомогени, хетерогени и микрохетерогени; реакциите се едноставни и сложени (паралелни, секвенцијални, конјугирани, верижни). Молекуларност на елементарен акт на реакција. Кинетички равенки. Редоследот на реакција. Пола живот
Микротерогени реакции -
Молекуларноста на реакцијата се одредува според бројот на молекули кои влегуваат во хемиска реакцијаво елементарен чин на реакција. Врз основа на тоа, реакциите се поделени на мономолекуларни, бимолекуларни и тримолекуларни.
Тогаш реакциите од типот А -> Б ќе бидат мономолекуларни, на пример:
а) C16H34 (t°C) -> CgH18 + C8H16 - реакција на пукање на јаглеводород;
б) CaC03 (t°C) ->CaO + C02 - термичко распаѓањекалциум карбонат.
Реакциите од типот A + B -> C или 2A -> C - се бимолекуларни, на пример:
а) C + 0 2 -> C02; б) 2H 2 0 2 -> 2H 2 0 + 0 2, итн.
Опишани се тримолекуларни реакции општи равенкитип:
а) A + B + C D; б) 2A + B D; в) 3А Д.
На пример: а) 2H 2 + 0 2 2H 2 0; б) 2NO + H 2 N 2 0 + H 2 0.
Брзината на реакција, во зависност од молекуларноста, ќе се изрази со равенките: а) V = k CA - за мономолекуларна реакција; б) V = до C A C во или в) V = до C2A - за бимолекуларна реакција; г) V = k C C во C e д) V = k C 2 A C во или f) V = k C 3 A - за тримолекуларна реакција.
Молекуларноста е бројот на молекули кои реагираат во еден елементарен хемиски чин.
Честопати молекуларноста на реакцијата е тешко да се утврди, па повеќе формален знак- редослед на хемиска реакција.
Редоследот на реакција еднаков на збиротиндикатори на степени на концентрација во равенката што ја изразува зависноста на брзината на реакцијата од концентрацијата на реактантите (кинетичка равенка).
Редоследот на реакцијата најчесто не се совпаѓа со молекуларноста поради фактот што механизмот на реакција, т.е. „елементарниот чин“ на реакцијата (видете ја дефиницијата за знакот за молекуларност), е тешко да се утврди.
Да разгледаме неколку примери кои ја илустрираат оваа позиција.
1. Брзината на растворање на кристалот се опишува со кинетичките равенки од нула ред, и покрај мономолекуларната природа на реакцијата: AgCl (TB) ->Ag + + CI", V = k C(AgCl (TB p= k"C( AgCl (ra)) - p - густина и е константна вредностт.е. брзината на растворање не зависи од количината (концентрацијата) на растворената супстанција.
2. Реакцијата на хидролиза на сахарозата: CO + H 2 0 -> C 6 H 12 0 6 (гликоза) + C 6 H 12 06 (фруктоза) е бимолекуларна реакција, но нејзината кинетика е опишана со кинетичка од прв ред равенка: V = k*C cax, бидејќи при експериментални услови, вклучително и во телото, концентрацијата на водата е константна вредност C(H 2 0) - const.
3. 
Реакцијата на распаѓање на водород пероксид, која се јавува со учество на катализатори, и неоргански јони Fe 3+, Cu 2+ метална платина и биолошки ензими, на пример каталаза, има општа форма:
2H 2 0 2 -> 2H 2 0 + O т.е. е бимолекуларен.
Зависност на брзината на реакција од концентрацијата. Кинетички равенки на реакции од прв, втор и нулти ред. Експериментални методиодредување на брзината и константата на брзината на реакциите.
Зависност на брзината на реакција од температурата. Правило на Ван'т Хоф. Температурен коефициент на брзина на реакција и неговите карактеристики за биохемиски процеси.
γ-температурен коефициент на брзина на реакција.
Физичко значењеВредноста на γ е тоа што покажува колку пати брзината на реакција се менува со промена на температурата за секои 10 степени.
15. Концептот на теоријата на активни судири. Енергетски профил на реакцијата; енергија за активирање; Арениус равенка. Улогата на стеричниот фактор. Концептот на теоријата на преодна состојба.
Односот помеѓу константата на брзина, енергијата на активирање и температурата е опишан со равенката Арениус: k T = k 0 *Ae~ E / RT, каде што k t и k 0 се константи на брзина на температурата T и T e е основата природен логаритам, А е стеричниот фактор.
Стеричниот фактор А ја одредува веројатноста за судир на две честички кои реагираат во активниот центар на молекулата. Овој фактор е особено важноза биохемиски реакции со биополимери. Во киселинско-базните реакции, H + јонот мора да реагира со крајната карбоксилна група - COO." Сепак, не секој судир на јонот H + со протеинска молекула ќе доведе до оваа реакција. Само оние судири кои директно се случуваат во некои точки од макромолекулите ќе бидат ефективни, наречени активни центри.
Од равенката на Арениус произлегува дека колку е помала енергијата на активирање E и колку е поголема температурата T на процесот, толку е поголема константата на брзината.
Температура и брзина на реакција
На фиксна температура, реакција е можна ако молекулите во интеракција имаат одредена количина на енергија. Арениус го нарече овој вишок енергија енергија за активирање , и самите молекули активирана.
Според Arrhenius стапка константа ки енергија за активирање Е асе поврзани со врска наречена равенка на Арениус:
Еве А- предекспоненцијален фактор, Р- универзална гасна константа, Т- апсолутна температура.
Така, на константна температура, брзината на реакција се одредува Е а. Повеќе Е а, тие помал бројактивните молекули и колку побавно се одвива реакцијата. Кога се намалува Е абрзината се зголемува, и кога Е а= 0 реакцијата се случува веднаш.
Магнитуда Е аја карактеризира природата на супстанците кои реагираат и експериментално се определува од зависноста к = ѓ(Т). Имајќи ја напишано равенката (5.3) во логаритамска форма и решавајќи ја за константи на две температури, наоѓаме Е а:
γ е температурен коефициент на брзината на хемиската реакција. Правилото на Ван'т Хоф има ограничена примена, бидејќи вредноста на γ зависи од температурата и надвор од регионот Е а= 50–100 kJ ∙ mol –1 ова правило воопшто не важи.
На сл. 5.4 јасно е дека времето поминато за конвертирање на почетните производи во активна состојба(А* – активиран комплекс) енергијата потоа целосно или делумно се ослободува повторно за време на транзицијата кон финалните производи. Енергетската разлика помеѓу почетните и финалните производи го одредува Δ Хреакција која не зависи од енергијата на активирање.
Така, на патот од почетната состојба до крајната состојба, системот мора да надмине енергетска бариера. Само активните молекули кои во моментот на судир ја имаат потребната вишок енергија еднаква на Е а, може да ја надмине оваа бариера и да влезе во хемиска интеракција. Со зголемување на температурата, процентот на активни молекули во медиумот за реакција се зголемува.
Предекспоненцијален факторАго карактеризира вкупниот број на судири. За реакции со едноставни молекули Аблиску до теоретската големина на судир З, т.е. А = З, пресметано од кинетичка теоријагасови За комплексни молекули А ≠ З, затоа е неопходно да се воведе стеричен фактор П:
Еве З- број на сите судири, П- пропорција на судири кои се поволни во просторна смисла (зема вредности од 0 до ), - пропорција на активни, т.е. поволни во енергичносудири.
Од релацијата се добива димензијата на константата на брзина
Анализирајќи го изразот (5.3), доаѓаме до заклучок дека постојат две основни можности за забрзување на реакцијата:
а) зголемување на температурата,
б) намалување на енергијата за активирање.
Задачи и тестови на тема „Хемиска кинетика. Температура и брзина на реакција“
- Брзината на хемиската реакција. Катализатори - Класификација на хемиски реакции и обрасци на нивното појавување, оценки 8–9
Лекции: 5 Задачи: 8 Тестови: 1
Брзината на хемиската реакција зависи од температурата, а како што температурата се зголемува, брзината на реакцијата се зголемува. Холандскиот научник Ван'т Хоф покажа дека со зголемување на температурата за 10 степени, брзината на повеќето реакции се зголемува за 2-4 пати;
VT 2 = VT 1 *y (T2-T1)/10
Каде што VT 2 и VT 1 се стапките на реакција на температурите T 2 и T 1; y е температурен коефициент на брзината на реакцијата, кој покажува колку пати брзината на реакцијата се зголемува кога температурата се зголемува за 10K.
При концентрација на реактантите од 1 mol/l, брзината на реакција е нумерички еднаква на константата на брзина k. Тогаш равенката покажува дека константата на брзината зависи од температурата на ист начин како и брзината на процесот.
3. Напишете верзија на реакцијата на елиминација со ослободување на водород халид.
C 2 H 5 Cl = C 2 H 4 + HCl
Билет бр. 4
1. Што е „ атомска маса», « молекуларна маса", "мол на супстанција" и што се зема како единица за атомска маса (аму)?
АТОМСКА МАСА - масата на атомот во атомски единицимаса (a.m.u.). По единица а. Е.м се зема 1/12 од масата на изотопот на јаглерод-12.
а.е.м. = 1/12 m 12 6 C = 1,66 * 10 -24
МОЛЕКУЛАРНА МАСА - моларна маса на соединение поделена со 1/12 моларна масаатом на јаглерод-12.
MOL - количина на супстанција која содржи ист број на честички или структурни единици(атоми, јони, молекули, радикали, електрони, еквиваленти итн.), како во 12 а. јаглерод-12 изотоп.
Формула за зголемување на брзината на реакција во присуство на катализатор.
Вредноста на Ea (енергија на активирање) може да се промени со помош на катализатори. Супстанциите кои учествуваат, но не се трошат во процесот на реакција се нарекуваат катализатори. Самиот овој феномен се нарекува катализа. Зголемувањето на брзината на реакција во присуство на катализатор се одредува со формулата
Во зависност од тоа дали катализаторот е во иста фаза со реактантите или формира независна фаза, зборуваме за хомогена или хетерогена катализа. Механизмот на каталитичко дејство за нив не е ист, но и во двата случаи реакцијата се забрзува поради намалувањето на Ea. Постојат голем број на специфични катализатори - инхибитори кои ја намалуваат брзината на реакцијата.
каде се параметрите на каталитичкиот процес, V, k, Ea се параметрите на некаталитичкиот процес.
Напишете ги реакциите на согорување на неорганските материи што содржат јаглерод во кислородот, означувајќи го оксидирачкиот и редукциониот агенс, како и состојбата на оксидација на јаглеродот пред и по реакцијата.
В – редукционо средство, процес на оксидација
О – оксидирачки агенс, процес на редукција
Билет број 5
1. Што е „електронегативност“, „валентност“, „состојба на оксидација“ на елемент и кои се основните правила за нивно определување?
СТЕПЕН НА ОКСИДАЦИЈА - условен полнеж на атом на елемент, добиен под претпоставка дека соединението се состои од јони. Може да биде позитивен, негативен, нула, фракционо и се означува со арапски број со знак „+“ или „-“ во форма на горниот десен индекс на симболот на елементот: C 1-, O 2-, H + , Mg2+, N3-, N5+, Cr6+.
За да се одреди состојбата на оксидација (s.o.) на елемент во соединение (јон), користете следните правила:
1 В едноставни материи(H2, S8, P4) стр. О. еднаква на нула.
2 Константна с. О. имаат алкални (Е+) и земјеноалкални (Е2+) елементи, како и флуор P-.
3 Водородот во повеќето соединенија има в. О. H+ (H2O, CH4, HC1), во хидриди - H- (-NaH, CaH2); Со. О. Кислородот, по правило, е еднаков на -2 (O2-), во пероксиди (-O-O-) - 1 (O-).
4 Кај бинарни соединенија на неметали, негативен в. О. доделен на елементот од десната страна).
5 Алгебарски збирСо. О. молекулата е еднаква на нула, јон - нејзиниот полнеж.
Способноста на атомот да додава или замени одреден бројдругите атоми се нарекуваат ВАЛЕНЦИЈА. Мерката за валентност е бројот на атоми на водород или кислород прикачени на елемент, под услов водородот да е едновалентен, а кислородот двовалентен.