Oppgave nr. 1. Interaksjon med fritt oksygen fører til dannelse av svært giftig nitrogendioksid / /, selv om denne reaksjonen skjer sakte under fysiologiske forhold og ved lave konsentrasjoner ikke spiller noen signifikant rolle i giftig skade på celler, men patogene effekter øker kraftig med sin overproduksjon. Bestem hvor mange ganger interaksjonshastigheten for nitrogenoksid (II) med oksygen øker når trykket i blandingen av startgasser dobles, hvis reaksjonshastigheten 
beskrevet av ligningen 
?
Løsning.
1. Dobling av trykket tilsvarer å doble konsentrasjonen ( Med) Og . Derfor vil interaksjonshastighetene som tilsvarer og vil ta, i samsvar med loven om masseaksjon, uttrykkene: 
Og
Svar. Reaksjonshastigheten vil øke 8 ganger.
Oppgave nr. 2. Det antas at konsentrasjonen av klor (en grønnaktig gass med en stikkende lukt) i luften over 25 ppm er farlig for liv og helse, men det er bevis på at dersom pasienten er blitt frisk etter akutt alvorlig forgiftning med denne gassen, da observeres ingen resteffekter. Bestem hvordan hastigheten på reaksjonen som skjer i gassfasen vil endre seg hvis du øker med 3 ganger: konsentrasjon, konsentrasjon, 3) trykk / /?
Løsning.
1. Hvis vi betegner konsentrasjonene og henholdsvis med og , så vil uttrykket for reaksjonshastigheten ha formen: .
2. Etter å ha økt konsentrasjonene med 3 ganger, vil de være like for og for . Derfor vil uttrykket for reaksjonshastigheten ha formen: 1) 
2)
3. En økning i trykk øker derfor konsentrasjonen av gassformige reaktanter med samme mengde
4. Økningen i reaksjonshastigheten i forhold til den opprinnelige bestemmes av forholdet henholdsvis: 1) 
, 2) 
, 3) 
.
Svar. Reaksjonshastigheten vil øke med: 1), 2), 3) ganger.
Oppgave nr. 3. Hvordan endres utgangsstoffenes interaksjonshastighet når temperaturen endres fra til hvis temperaturkoeffisienten for reaksjonen er 2,5?
Løsning.
1. Temperaturkoeffisienten viser hvordan reaksjonshastigheten endres ved hver endring i temperaturen (van't Hoffs regel): .
2. Hvis temperaturendringen er: , og tar i betraktning det faktum at , får vi: 
. Herfra, .
3. Ved å bruke tabellen over antilogaritmer finner vi: .
Svar. Når temperaturen endres (dvs. øker), vil hastigheten øke med 67,7 ganger.
Oppgave nr. 4. Beregn temperaturkoeffisienten til reaksjonshastigheten, vel vitende om at hastigheten øker med en faktor på 128 når temperaturen øker.
Løsning.
1. Avhengigheten av hastigheten til en kjemisk reaksjon på temperaturen er uttrykt av den empiriske van't Hoff-regelen:
.Løser vi ligningen for , finner vi: , . Derfor =2
Svar. =2.
Oppgave nr. 5. For en av reaksjonene ble to hastighetskonstanter bestemt: ved 0,00670 og ved 0,06857. Bestem hastighetskonstanten for samme reaksjon ved .
Løsning.
1. Basert på to verdier av reaksjonshastighetskonstanter, ved å bruke Arrhenius-ligningen, bestemmer vi aktiveringsenergien til reaksjonen: 
. For denne saken: Herfra: 
J/mol.
2. Beregn reaksjonshastighetskonstanten ved , bruk hastighetskonstanten ved og Arrhenius-ligningen i beregningene: 
. For dette tilfellet: og tatt i betraktning det faktum at: 
, vi får: . Derfor,
Svar.
Beregning av den kjemiske likevektskonstanten og bestemmelse av retningen til likevektsskiftet ved å bruke Le Chateliers prinsipp .
Oppgave nr. 6. Karbondioksid / / i motsetning til karbonmonoksid / / krenker ikke de fysiologiske funksjonene og den anatomiske integriteten til en levende organisme, og deres kvelende effekt skyldes bare tilstedeværelsen i høye konsentrasjoner og en reduksjon i prosentandelen av oksygen i innåndingsluften. Hva er det lik reaksjonslikevektskonstant / /: 
ved temperatur, uttrykt gjennom: a) partialtrykk av reagerende stoffer; b) deres molare konsentrasjoner, vel vitende om at sammensetningen av likevektsblandingen uttrykkes ved volumfraksjoner: , og , og det totale trykket i systemet er Pa?
Løsning.
1. Partialtrykket til en gass er lik det totale trykket multiplisert med volumfraksjonen av gass i blandingen, derfor:
2. Ved å erstatte disse verdiene med uttrykket av likevektskonstanten får vi:
3. Forholdet mellom og er etablert på grunnlag av Mendeleev-Clapeyron-ligningen for ideelle gasser og uttrykkes ved likheten: 
, hvor er forskjellen mellom antall mol gassformige reaksjonsprodukter og gassformige utgangsstoffer. For denne reaksjonen: . Deretter: 
.
Svar. Pa. .
Oppgave nr. 7. I hvilken retning vil likevekten skifte i følgende reaksjoner:
3. 
;
a) med økende temperatur, b) med synkende trykk, c) med økende hydrogenkonsentrasjon?
Løsning.
1. Kjemisk likevekt i systemet etableres ved konstante eksterne parametere (osv.). Hvis disse parametrene endres, forlater systemet likevektstilstanden og den direkte (til høyre) eller omvendte reaksjonen (til venstre) begynner å dominere. Påvirkningen av ulike faktorer på skiftet i likevekt gjenspeiles i Le Chateliers prinsipp.
2. La oss vurdere innflytelsen på reaksjonene ovenfor av alle 3 faktorene som påvirker kjemisk likevekt.
a) Når temperaturen øker, skifter likevekten mot den endoterme reaksjonen, dvs. reaksjon som oppstår med absorpsjon av varme. 1. og 3. reaksjoner er eksoterme / /, derfor vil likevekten, med økende temperatur, skifte mot omvendt reaksjon, og i 2. reaksjon / / - mot foroverreaksjonen.
b) Når trykket avtar, skifter likevekten mot en økning i antall mol gasser, d.v.s. mot større press. I 1. og 3. reaksjon vil venstre og høyre side av ligningen ha samme antall mol gasser (henholdsvis 2-2 og 1-1). Derfor endres trykket vil ikke forårsake skifter i likevekt i systemet. I den andre reaksjonen er det 4 mol gasser på venstre side og 2 mol på høyre side, derfor vil likevekten skifte mot omvendt reaksjon når trykket synker.
V) Når konsentrasjonen av reaksjonskomponenter øker, skifter likevekten mot forbruket deres. I den første reaksjonen er hydrogen tilstede i produktene, og å øke konsentrasjonen vil forsterke den omvendte reaksjonen, hvor det forbrukes. I 2. og 3. reaksjon er hydrogen blant utgangsstoffene, så en økning i konsentrasjonen flytter likevekten mot reaksjonen som oppstår ved forbruk av hydrogen.
Svar.
a) Når temperaturen øker, vil likevekten i reaksjon 1 og 3 skifte til venstre, og i reaksjon 2 - til høyre.
b) Reaksjon 1 og 3 vil ikke påvirkes av en trykkreduksjon, men i reaksjon 2 vil likevekten forskyves til venstre.
c) En temperaturøkning i reaksjon 2 og 3 vil medføre en forskyvning av likevekt til høyre, og i reaksjon 1 - til venstre.
1.2. Situasjonsoppgave nr. 7 til 21å konsolidere materialet (gjort i en protokollnotisbok).
Oppgave nr. 8. Hvordan vil glukoseoksidasjonshastigheten i kroppen endre seg når temperaturen synker fra til hvis temperaturkoeffisienten til reaksjonshastigheten er 4?
Oppgave nr. 9.Bruk den omtrentlige Van't Hoff-regelen, beregne hvor mye temperaturen må økes for at reaksjonshastigheten skal øke 80 ganger? Ta tlik 3.
Oppgave nr. 10. For å praktisk talt stoppe reaksjonen, brukes hurtig avkjøling av reaksjonsblandingen ("reaksjonsfrysing"). Bestem hvor mange ganger reaksjonshastigheten vil endre seg når reaksjonsblandingen avkjøles fra 40 til , hvis temperaturkoeffisienten for reaksjonen er 2,7.
Oppgave nr. 11. Isotopen som brukes til å behandle noen svulster har en halveringstid på 8,1 dager. Etter hvilken tid vil innholdet av radioaktivt jod i pasientens kropp reduseres med 5 ganger?
Oppgave nr. 12. Hydrolysen av et eller annet syntetisk hormon (farmasøytisk) er en førsteordens reaksjon med en hastighetskonstant på 0,25 (). Hvordan vil konsentrasjonen av dette hormonet endre seg etter 2 måneder?
Oppgave nr. 13. Den radioaktive halveringstiden er 5600 år. I en levende organisme opprettholdes en konstant mengde på grunn av metabolisme. I restene av mammuten var innholdet det samme som originalen. Bestem når mammuten levde?
Oppgave nr. 14. Halveringstiden til et insektmiddel (et plantevernmiddel som brukes til å kontrollere insekter) er 6 måneder. En viss mengde av det kom inn i reservoaret, hvor konsentrasjonen mol/l ble etablert. Hvor lang tid vil det ta før insektmiddelkonsentrasjonen faller til mol/l-nivået?
Oppgave nr. 15. Fett og karbohydrater oksiderer med en merkbar hastighet ved en temperatur på 450 - 500 °, og i levende organismer - ved en temperatur på 36 - 40 °. Hva er årsaken til den kraftige nedgangen i temperatur som kreves for oksidasjon?
Oppgave nr. 16. Hydrogenperoksid spaltes i vandige løsninger til oksygen og vann. Reaksjonen akselereres av både en uorganisk katalysator (ion) og en bioorganisk katalysator (katalaseenzym). Aktiveringsenergien til reaksjonen i fravær av en katalysator er 75,4 kJ/mol. Ionet reduserer det til 42 kJ/mol, og enzymet katalase - til 2 kJ/mol. Beregn forholdet mellom reaksjonshastigheter i fravær av en katalysator i tilfeller av tilstedeværelse av katalase. Hvilken konklusjon kan man trekke om aktiviteten til enzymet? Reaksjonen finner sted ved en temperatur på 27 °C.
Oppgave nr. 17 Penicillin nedbrytningshastighet konstant for walkie-talkie 
J/mol.
1.3. Kontrollspørsmål
1. Forklar hva begrepene betyr: reaksjonshastighet, hastighetskonstant?
2. Hvordan uttrykkes gjennomsnittlig og sann hastighet for kjemiske reaksjoner?
3. Hvorfor er det fornuftig å snakke om hastigheten på kjemiske reaksjoner kun for et gitt tidspunkt?
4. Formuler definisjonen av reversible og irreversible reaksjoner.
5. Definer masseaksjonens lov. I likhetene som uttrykker denne loven, gjenspeiles reaksjonshastighetens avhengighet av reaktantenes natur?
6. Hvordan avhenger reaksjonshastigheten av temperaturen? Hva kalles aktiveringsenergi? Hva er aktive molekyler?
7. Hvilke faktorer avhenger hastigheten av homogene og heterogene reaksjoner? Gi eksempler.
8. Hva er rekkefølgen og molekylæriteten til kjemiske reaksjoner? I hvilke tilfeller stemmer de ikke?
9. Hvilke stoffer kalles katalysatorer? Hva er mekanismen for den akselererende virkningen av katalysatoren?
10. Hva er begrepet "katalysatorforgiftning"? Hvilke stoffer kalles hemmere?
11. Hva kalles kjemisk likevekt? Hvorfor kalles det dynamisk? Hvilke konsentrasjoner av reaktanter kalles likevekt?
12. Hva kalles den kjemiske likevektskonstanten? Avhenger det av de reagerende stoffene, deres konsentrasjon, temperatur, trykk? Hva er trekk ved den matematiske notasjonen for likevektskonstanten i heterogene systemer?
13. Hva er farmakokinetikken til legemidler?
14. Prosessene som skjer med et legemiddel i kroppen er kvantitativt preget av en rekke farmakokinetiske parametere. Gi de viktigste.
Hastigheten til en kjemisk reaksjon øker med økende temperatur. Du kan estimere økningen i reaksjonshastighet med temperatur ved å bruke Van't Hoffs regel. I henhold til regelen, øker temperaturen med 10 grader reaksjonshastighetskonstanten med 2-4 ganger:
Denne regelen gjelder ikke ved høye temperaturer, når hastighetskonstanten nesten ikke endres med temperaturen.
Van't Hoffs regel lar deg raskt bestemme holdbarheten til et stoff. Å øke temperaturen øker nedbrytningshastigheten av stoffet. Dette reduserer tiden det tar å bestemme legemidlets holdbarhet.
Metoden går ut på at legemidlene holdes ved forhøyet temperatur T i en viss tid tT, mengden nedbrutt legemiddel m blir funnet og omregnet til en standard lagringstemperatur på 298K. Med tanke på at prosessen med medikamentnedbrytning er en førsteordens reaksjon, uttrykkes hastigheten ved den valgte temperaturen T og T = 298 K:
Tatt i betraktning at massen av det dekomponerte medikamentet er den samme for standard og reelle lagringsforhold, kan nedbrytningshastigheten uttrykkes som:
Tar T=298+10n, hvor n = 1,2,3…,
Det endelige uttrykket for stoffets holdbarhet oppnås under standardbetingelser på 298K:
Teori om aktive kollisjoner. Aktiveringsenergi. Arrhenius-ligningen. Sammenheng mellom reaksjonshastighet og aktiveringsenergi.
Teorien om aktive kollisjoner ble formulert av S. Arrhenius i 1889. Denne teorien er basert på ideen om at for at en kjemisk reaksjon skal skje, er det nødvendig med kollisjoner mellom molekylene til utgangsstoffene, og antall kollisjoner bestemmes av intensiteten av molekylenes termiske bevegelse, dvs. avhenger av temperatur. Men ikke hver kollisjon av molekyler fører til en kjemisk transformasjon: bare en aktiv kollisjon fører til det.
Aktive kollisjoner er kollisjoner som oppstår for eksempel mellom molekylene A og B med mye energi. Minimumsmengden energi som molekylene til utgangsstoffene må ha for at kollisjonen deres skal være aktiv, kalles reaksjonens energibarriere.
Aktiveringsenergi er overskuddsenergien som kan overføres eller overføres til en mol av et stoff.
Aktiveringsenergien påvirker i betydelig grad verdien av reaksjonshastighetskonstanten og dens avhengighet av temperatur: jo større Ea, jo mindre er hastighetskonstanten og desto mer signifikant påvirker temperaturendringen den.
Reaksjonshastighetskonstanten er relatert til aktiveringsenergien ved et komplekst forhold beskrevet av Arrhenius-ligningen:
k=Aе–Ea/RT, hvor A er den pre-eksponentielle faktoren; Eа er aktiveringsenergien, R er den universelle gasskonstanten lik 8,31 J/mol; T - absolutt temperatur;
e-base av naturlige logaritmer.
Imidlertid er de observerte reaksjonshastighetskonstantene vanligvis mye mindre enn de som er beregnet fra Arrhenius-ligningen. Derfor er ligningen for reaksjonshastighetskonstanten modifisert som følger:
(minus før alle brøker)
Multiplikatoren gjør at temperaturavhengigheten til hastighetskonstanten skiller seg fra Arrhenius-ligningen. Siden Arrhenius-aktiveringsenergien beregnes som helningen til den logaritmiske avhengigheten av reaksjonshastigheten på den inverse temperaturen, gjør du det samme med ligningen , vi får:
Funksjoner ved heterogene reaksjoner. Hastigheten av heterogene reaksjoner og dens bestemmende faktorer. Kinetiske og diffusjonsområder for heterogene prosesser. Eksempler på heterogene reaksjoner av interesse for farmasi.
HETEROGENE REAKSJONER, kje. reaksjoner som involverer stoffer i nedbrytning. faser og til sammen utgjør et heterogent system. Typiske heterogene reaksjoner: termisk. dekomponering av salter med dannelse av gassformige og faste produkter (for eksempel CaCO3 -> CaO + CO2), reduksjon av metalloksider med hydrogen eller karbon (for eksempel PbO + C -> Pb + CO), oppløsning av metaller i syrer (for eksempel Zn + + H2SO4 -> ZnSO4 + H2), interaksjon. faste reagenser (A12O3 + NiO -> NiAl2O4). En spesiell klasse inkluderer heterogene katalytiske reaksjoner som forekommer på overflaten av katalysatoren; i dette tilfellet kan reaktantene og produktene ikke være i forskjellige faser. Retning, under reaksjonen N2 + + ZH2 -> 2NH3 som forekommer på overflaten av en jernkatalysator, er reaktantene og reaksjonsproduktet i gassfasen og danner et homogent system.
Funksjonene til heterogene reaksjoner skyldes deltakelsen av kondenserte faser i dem. Dette gjør blanding og transport av reagenser og produkter vanskelig; aktivering av reagensmolekyler ved grensesnittet er mulig. Kinetikken til enhver heterogen reaksjon bestemmes av hastigheten til selve kjemikaliet. transformasjoner, samt ved overføringsprosesser (diffusjon) som er nødvendige for å fylle på forbruket av reagerende stoffer og fjerne reaksjonsprodukter fra reaksjonssonen. I fravær av diffusjonshindringer er hastigheten på en heterogen reaksjon proporsjonal med størrelsen på reaksjonssonen; dette er den spesifikke reaksjonshastigheten beregnet per overflateenhet (eller volum) av reaksjonen. soner, endres ikke over tid; for enkle (ett-trinns) reaksjoner kan det være fastsettes på grunnlag av den fungerende masseloven. Denne loven er ikke oppfylt hvis spredningen av stoffer går langsommere enn den kjemiske. distrikt; i dette tilfellet er den observerte hastigheten til en heterogen reaksjon beskrevet av ligningene for diffusjonskinetikk.
Hastigheten til en heterogen reaksjon er mengden stoff som reagerer eller dannes under en reaksjon per tidsenhet per overflateareal av fasen.
Faktorer som påvirker hastigheten på en kjemisk reaksjon:
Reaktantenes natur
Reagenskonsentrasjon,
Temperatur,
Tilstedeværelse av en katalysator.
Vheterogen = Δп(S Δt), hvor Vheterog er reaksjonshastigheten i et heterogent system; n er antall mol av noen av stoffene som er et resultat av reaksjonen; V er volumet til systemet; t - tid; S er overflatearealet til fasen som reaksjonen skjer på; Δ - tegn på økning (Δp = p2 - p1; Δt = t2 - t1).
Oppgave 336.
Ved 150°C er noe reaksjon fullført i løpet av 16 minutter. Ved å ta temperaturkoeffisienten til reaksjonshastigheten lik 2,5, beregn etter hvilken tid denne reaksjonen vil avsluttes hvis den utføres: a) ved 20 0 °C; b) ved 80°C.
Løsning:
I følge van't Hoffs regel uttrykkes hastighetens avhengighet av temperatur ved ligningen:
v t og k t - hastighet og hastighetskonstant for reaksjonen ved temperatur t°C; v (t + 10) og k (t + 10) er de samme verdiene ved temperatur (t + 10 0 C); - temperaturkoeffisient for reaksjonshastighet, hvis verdi for de fleste reaksjoner ligger i området 2 – 4.
a) Tatt i betraktning at hastigheten på en kjemisk reaksjon ved en gitt temperatur er omvendt proporsjonal med varigheten av dens forekomst, erstatter vi dataene gitt i problemstillingen med en formel som kvantitativt uttrykker Van't Hoffs regel, får vi:
b) Siden denne reaksjonen fortsetter med en reduksjon i temperatur, så ved en gitt temperatur er hastigheten på denne reaksjonen direkte proporsjonal med varigheten av dens forekomst, erstatter vi dataene gitt i problemformuleringen med en formel som kvantitativt uttrykker varebilen' t Hoff-regelen får vi:
Svar: a) ved 200°C t2 = 9,8 s; b) ved 80°C t3 = 162 t 1 min 16 s.
Oppgave 337.
Vil verdien av reaksjonshastighetskonstanten endres: a) når en katalysator erstattes med en annen; b) når konsentrasjonene av reagerende stoffer endres?
Løsning:
Reaksjonshastighetskonstanten er en verdi som avhenger av de reagerende stoffenes natur, temperatur og tilstedeværelsen av katalysatorer, og er ikke avhengig av konsentrasjonen av de reagerende stoffene. Den kan være lik reaksjonshastigheten i tilfellet når konsentrasjonene av reaktantene er lik enhet (1 mol/l).
a) Når man erstatter en katalysator med en annen, vil hastigheten på en gitt kjemisk reaksjon endres eller øke. Hvis en katalysator brukes, vil hastigheten på den kjemiske reaksjonen øke, og verdien av reaksjonshastighetskonstanten vil følgelig øke. En endring i verdien av reaksjonshastighetskonstanten vil også oppstå når man erstatter en katalysator med en annen, noe som vil øke eller redusere hastigheten på denne reaksjonen i forhold til den opprinnelige katalysatoren.
b) Når konsentrasjonen av reaktanter endres, vil reaksjonshastighetsverdiene endres, men verdien av reaksjonshastighetskonstanten vil ikke endres.
Oppgave 338.
Er den termiske effekten av en reaksjon avhengig av dens aktiveringsenergi? Begrunn svaret.
Løsning:
Den termiske effekten av reaksjonen avhenger bare av de innledende og endelige tilstandene til systemet og avhenger ikke av de mellomliggende stadiene av prosessen. Aktiveringsenergi er overskuddsenergien som molekyler av stoffer må ha for at deres kollisjon skal føre til dannelse av et nytt stoff. Aktiveringsenergien kan endres ved å øke eller redusere temperaturen, senke eller øke den tilsvarende. Katalysatorer senker aktiveringsenergien, og inhibitorer senker den.
En endring i aktiveringsenergi fører således til en endring i reaksjonshastigheten, men ikke til en endring i den termiske effekten av reaksjonen. Den termiske effekten av en reaksjon er en konstant verdi og er ikke avhengig av endringer i aktiveringsenergien for en gitt reaksjon. For eksempel har reaksjonen for dannelsen av ammoniakk fra nitrogen og hydrogen formen:
Denne reaksjonen er eksoterm, > 0). Reaksjonen fortsetter med en reduksjon i antall mol reagerende partikler og antall mol gassformige stoffer, noe som fører systemet fra en mindre stabil tilstand til en mer stabil, entropien avtar,< 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:
Oppgave 339.
For hvilken reaksjon, direkte eller omvendt, er aktiveringsenergien større hvis den direkte reaksjonen frigjør varme?
Løsning:
Forskjellen mellom aktiveringsenergiene til forover- og bakreaksjonene er lik den termiske effekten: H = E a(rev.) - E a(rev.) . Denne reaksjonen skjer med frigjøring av 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.) .
Oppgave 340.
Hvor mange ganger vil hastigheten på en reaksjon som skjer ved 298 K øke hvis aktiveringsenergien reduseres med 4 kJ/mol?
Løsning:
La oss betegne reduksjonen i aktiveringsenergi med Ea, og reaksjonshastighetskonstantene før og etter reduksjonen i aktiveringsenergi med henholdsvis k og k." Ved å bruke Arrhenius-ligningen får vi:
E a - aktiveringsenergi, k og k" - reaksjonshastighetskonstanter, T - temperatur i K (298).
Ved å erstatte problemdataene i den siste ligningen og uttrykke aktiveringsenergien i joule, beregner vi økningen i reaksjonshastigheten:
Svar: 5 ganger.
Økningen i reaksjonshastigheten med økende temperatur er vanligvis karakterisert ved temperaturkoeffisienten til reaksjonshastigheten, et tall som viser hvor mange ganger hastigheten til en gitt reaksjon øker når temperaturen i systemet øker med 10°C. Temperaturkoeffisienten for forskjellige reaksjoner er forskjellig. Ved vanlige temperaturer varierer verdien for de fleste reaksjoner fra 2...4.
Temperaturkoeffisienten bestemmes i samsvar med den såkalte "van't Hoff-regelen", som uttrykkes matematisk ved ligningen
v 2 /v 1 = g ( T 2 – T 1)/10 ,
Hvor v 1 og v 2 – reaksjonshastigheter ved temperaturer T 1 og T 2; g er temperaturkoeffisienten for reaksjonen.
Så, for eksempel, hvis g = 2, så når T 2 - T 1 = 50°C v 2 /v 1 = 2 5 = 32, dvs. reaksjonen akselererte 32 ganger, og denne akselerasjonen avhenger ikke på noen måte av absolutte verdier T 1 og T 2, men bare på deres forskjell.
Aktiveringsenergi, forskjellen mellom den gjennomsnittlige energien til partikler (molekyler, radikaler, ioner, etc.) som går inn i en elementær handling av en kjemisk reaksjon og gjennomsnittsenergien til alle partikler i det reagerende systemet. For ulike kjemiske reaksjoner E. a. varierer mye - fra flere til ~ 10 J/mol For den samme kjemiske reaksjonen, verdien av E. a. avhenger av typen distribusjonsfunksjoner til molekyler i henhold til energiene til deres translasjonsbevegelse og interne frihetsgrader (elektronisk, vibrasjon, rotasjon). Som en statistisk verdi av E. a. bør skilles fra terskelenergien, eller energibarrieren, - minimumsenergien som ett par kolliderende partikler må ha for at en gitt elementær reaksjon skal skje.
Arrhenius-ligningen, temperaturavhengighet av hastighetskonstanten Til elementær kjemi reaksjoner:
hvor A er den pre-eksponentielle faktoren (dimensjonen sammenfaller med dimensjonen k), E a- aktiveringsenergi, vanligvis positiv. verdier, T-abs. temperatur, k-Boltzmann konstant. Det er vanlig å gi E a ikke per molekyl. og ved antall partikler N A= 6,02*10 23 (Avogadros konstant) og uttrykt i kJ/mol; i disse tilfellene i Arrhenius-ligningen verdien k erstattet av gasskonstant R. Graf av 1nk versus 1 /kT(Arrhenius-plott) - en rett linje, hvis negative helning bestemmes av aktiveringsenergien E a og karakteriserer positivt. temperaturavhengighet Til.
Katalysator- et kjemisk stoff som akselererer en reaksjon, men som ikke er en del av reaksjonsproduktene. Mengden av katalysator, i motsetning til andre reagenser, endres ikke etter reaksjonen. Det er viktig å forstå at en katalysator er involvert i reaksjonen. Katalysatoren gir en raskere reaksjonsvei, og reagerer med utgangsmaterialet, det resulterende mellomproduktet gjennomgår transformasjoner og splittes til slutt i produktet og katalysatoren. Katalysatoren reagerer deretter igjen med utgangsmaterialet, og denne katalytiske syklusen skjer mange ganger (opptil en million ganger) [ kilde?] gjentas.
Katalysatorer er delt inn i homogen Og heterogen. En homogen katalysator er i samme fase med de reagerende stoffene, en heterogen katalysator danner en uavhengig fase, atskilt med en grenseflate fra fasen der de reagerende stoffene befinner seg. Typiske homogene katalysatorer er syrer og baser. Metaller, deres oksider og sulfider brukes som heterogene katalysatorer.
Reaksjoner av samme type kan forekomme med både homogene og heterogene katalysatorer. Sammen med sure løsninger brukes derfor fast Al 2 O 3, TiO 2, ThO 2, aluminosilikater og zeolitter med sure egenskaper. Heterogene katalysatorer med grunnleggende egenskaper: CaO, BaO, MgO.
Heterogene katalysatorer har som regel en høyt utviklet overflate, for hvilken de er fordelt på en inert bærer (silikagel, aluminiumoksid, aktivert karbon, etc.).
For hver type reaksjon er bare visse katalysatorer effektive. I tillegg til de som allerede er nevnt syre-base, det er katalysatorer oksidasjon-reduksjon; de er karakterisert ved tilstedeværelsen av et overgangsmetall eller dets forbindelse (Co +3, V 2 O 5 + MoO 3). I dette tilfellet utføres katalyse ved å endre oksidasjonstilstanden til overgangsmetallet.
Dispersjonssystem- dette er formasjoner av to eller flere faser (kropper) som er fullstendig eller praktisk talt ublandbare og ikke reagerer kjemisk med hverandre. Det første av stoffene ( spredt fase) finfordelt i den andre ( dispersjonsmedium). Hvis det er flere faser, kan de skilles fra hverandre fysisk (sentrifugering, separer, etc.).
Typisk dispergerte systemer er kolloidale løsninger eller soler. Dispergerte systemer inkluderer også tilfellet med et fast dispergert medium hvori den dispergerte fasen er lokalisert.
Den mest generelle klassifiseringen av dispergeringssystemer er basert på forskjellen i aggregeringstilstanden til dispersjonsmediet og den dispergerte fasen. Kombinasjoner av tre typer aggregeringstilstander gjør det mulig å skille ut ni typer spredte systemer. For korthets skyld er de vanligvis betegnet med en brøk, hvis teller indikerer den dispergerte fasen, og nevneren indikerer dispersjonsmediet, for eksempel for "gass i væske"-systemet er betegnelsen G/L akseptert.
Kolloide løsninger. Den kolloidale tilstanden er karakteristisk for mange stoffer hvis partiklene deres har en størrelse fra 1 til 500 nm. Det er lett å vise at den totale overflaten til disse partiklene er enorm. Hvis vi antar at partiklene har form som en kule med en diameter på 10 nm, så med det totale volumet av disse partikler 1 cm 3 skal de ha
overflate er ca 10 m2. Som nevnt tidligere er overflatelaget preget av overflateenergi og evnen til å adsorbere visse partikler, inkludert ioner
fra løsning. Et karakteristisk trekk ved kolloidale partikler er tilstedeværelsen av en ladning på overflaten på grunn av den selektive adsorpsjonen av ioner. Den kolloidale partikkelen har en kompleks struktur. Det inkluderer kjernen, adsorberte ioner, motioner og løsemiddel. Det er lyofile (guide.
korofile) kolloider, der løsningsmidlet interagerer med partikkelkjernene, polyfobe (hydrofobe) kolloider, der løsningsmidlet ikke interagerer med kjernene
partikler. Løsningsmidlet er inkludert i sammensetningen av hydrofobe partikler bare som et solvatiseringsskall av adsorberte ioner eller i nærvær av stabilisatorer (overflateaktive midler) med lyofobe og lyofile deler.
Her er noen eksempler på kolloidale partikler:
Hvordan. man kan se at kjernen består av et elektrisk nøytralt aggregat av partikler med adsorberte ioner av elementene som utgjør kjernen (i disse eksemplene Ag+, HS-, Fe 3+ ioner). I tillegg til kjernen har en kolloidal partikkel motioner og løsemiddelmolekyler. Adsorberte ioner og motioner med løsningsmidlet danner et adsorbert lag. Den totale ladningen til partikkelen er lik forskjellen i ladningene til adsorberte ioner og motioner. Rundt partiklene er det diffuse lag av ioner, hvis ladning er lik den kolloidale partikkelen. Den kolloidale partikkelen og diffuse lagene danner en elektrisk nøytral micelle
Miceller(diminutiv fra lat. glimmer- partikkel, korn) - partikler i kolloidale systemer består av en veldig liten kjerne som er uløselig i et gitt medium, omgitt av et stabiliserende skall av adsorberte ioner og løsemiddelmolekyler. For eksempel har en arsensulfidmicelle strukturen:
((Som 2S 3) m nHS − (n-x)H + ) x- xH+
Gjennomsnittlig størrelse på miceller er fra 10−5 til 10−7 cm.
Koagulasjon- separering av en kolloidal løsning i to faser - løsningsmiddel og gelatinøs masse, eller fortykning av løsningen som følge av forstørrelse av partikler av det oppløste stoffet
Peptisering er prosessen med overgangen av et kolloidalt sediment eller gel til en kolloidal løsning under påvirkning av en væske eller stoffer tilsatt den som er godt adsorbert av sedimentet eller gelen, i dette tilfellet kalt peptisatorer (for eksempel peptisering av fett under påvirkning av galle).
Peptisering er separering av aggregater av gelpartikler (gelé) eller løse sedimenter under påvirkning av visse stoffer - peptisatorer etter koagulering av kolloidale løsninger. Som et resultat av peptisering blir sedimentet (eller gelen) suspendert.
LØSNINGER, enfasesystemer som består av to eller flere komponenter. I henhold til deres aggregeringstilstand kan løsninger være faste, flytende eller gassformige.
Løselighet, evnen til et stoff til å danne homogene blandinger med et annet stoff (eller stoffer) med en dispergert fordeling av komponenter (se Løsninger). Vanligvis regnes et løsningsmiddel som et stoff som i sin rene form eksisterer i samme aggregeringstilstand som den resulterende løsningen. Hvis begge stoffene før oppløsning var i samme aggregeringstilstand, anses løsningsmidlet for å være stoffet som er tilstede i blandingen i en betydelig større mengde.
Løselighet bestemmes av den fysiske og kjemiske affiniteten til molekylene i løsningsmidlet og det løste stoffet, energiforholdet og samspillet mellom homogene og forskjellige komponenter i løsningen. Som regel er lignende fysiske forbindelser svært løselige i hverandre. og chem. egenskapene til et stoff (den empiriske regelen "like oppløses i like"). Spesielt stoffer som består av polare molekyler og stoffer med en ionisk type binding er godt løselige. i polare løsningsmidler (vann, etanol, flytende ammoniakk), og ikke-polare stoffer er godt løselige. i ikke-polare løsningsmidler (benzen, karbondisulfid).
Løseligheten til et gitt stoff avhenger av temperatur og trykk og tilsvarer det generelle prinsippet om skiftende likevekter (se Le Chatelier-Brown-prinsippet). Konsentrasjonen av en mettet løsning under gitte forhold bestemmer numerisk R. av et stoff i et gitt løsemiddel og kalles også. løselighet. Overmettede løsninger inneholder en større mengde oppløst stoff enn det som tilsvarer dets løselighet. Eksistensen av overmettede løsninger skyldes kinetikk. vanskeligheter med krystallisering (se Opprinnelsen til en ny fase). For å karakterisere løseligheten til dårlig løselige stoffer, brukes produktet av PA-aktiviteter (for løsninger nært ideelle egenskaper - løselighetsproduktet PR).
Når temperaturen øker, øker vanligvis hastigheten på en kjemisk prosess. I 1879 formulerte den nederlandske forskeren J. van't Hoff en empirisk regel: med en økning i temperaturen med 10 K øker hastigheten på de fleste kjemiske reaksjoner med 2-4 ganger.
Matematisk notasjon av regelen J. Van't Hoff:
y10 = (kt+10)/kt hvor k t er reaksjonshastighetskonstanten ved temperatur T; k t+10 - reaksjonshastighetskonstant ved temperatur T+10; γ 10 - Van't Hoff temperaturkoeffisient. Verdien varierer fra 2 til 4. For biokjemiske prosesser varierer γ 10 fra 7 til 10.
Alle biologiske prosesser foregår i et visst temperaturområde: 45-50°C. Den optimale temperaturen er 36-40°C. I kroppen til varmblodige dyr holdes denne temperaturen konstant på grunn av termoreguleringen av det tilsvarende biosystemet. Ved studier av biologiske systemer brukes temperaturkoeffisienter γ 2, γ 3, γ 5. Til sammenligning er de redusert til γ 10.
Reaksjonshastighetens avhengighet av temperatur, i samsvar med Van't Hoff-regelen, kan representeres ved ligningen:
V 2 /V 1 = γ ((T 2 -T 1)/10)
Aktiveringsenergi. En betydelig økning i reaksjonshastigheten med økende temperatur kan ikke bare forklares med en økning i antall kollisjoner mellom partikler av reagerende stoffer, siden, i samsvar med den kinetiske teorien om gasser, med økende temperatur øker antallet kollisjoner til en ubetydelig utstrekning. Økningen i reaksjonshastigheten med økende temperatur forklares ved at en kjemisk reaksjon ikke skjer med noen kollisjon av partikler av reagerende stoffer, men bare med møte av aktive partikler som har den nødvendige overskuddsenergien i kollisjonsøyeblikket.
Energien som kreves for å transformere inaktive partikler til aktive kalles aktiveringsenergi (Ea). Aktiveringsenergi er overskuddsenergien, sammenlignet med gjennomsnittsverdien, som kreves for at reagerende stoffer skal inngå en reaksjon ved deres kollisjon. Aktiveringsenergi måles i kilojoule per mol (kJ/mol). Typisk er E mellom 40 og 200 kJ/mol.
Energidiagrammet for en eksoterm og endoterm reaksjon er vist i fig. 2.3. For enhver kjemisk prosess kan initial-, mellom- og slutttilstand skilles. På toppen av energibarrieren er reaktantene i en mellomtilstand kalt det aktiverte komplekset, eller overgangstilstanden. Forskjellen mellom energien til det aktiverte komplekset og startenergien til reaktantene er Ea, og forskjellen mellom energien til reaksjonsproduktene og utgangsstoffene (reagenser) er ΔH, den termiske effekten av reaksjonen. Aktiveringsenergien, i motsetning til ΔH, er alltid en positiv verdi. For en eksoterm reaksjon (fig. 2.3, a) er produktene plassert på et lavere energinivå enn reaktantene (Ea)< ΔН).
|
Ea er hovedfaktoren som bestemmer reaksjonshastigheten: hvis Ea > 120 kJ/mol (høyere energibarriere, færre aktive partikler i systemet), går reaksjonen sakte; og omvendt, hvis Ea< 40 кДж/моль, реакция осуществляется с большой скоростью.
For reaksjoner som involverer komplekse biomolekyler, bør man ta hensyn til det faktum at i et aktivert kompleks dannet under kollisjonen av partikler, må molekylene være orientert i rommet på en bestemt måte, siden bare det reagerende området av molekylet, som er lite i forhold til størrelsen, gjennomgår transformasjon.
Hvis hastighetskonstantene k 1 og k 2 ved temperaturene T 1 og T 2 er kjent, kan verdien av Ea beregnes.
I biokjemiske prosesser er aktiveringsenergien 2-3 ganger mindre enn i uorganiske. Samtidig overskrider Ea av reaksjoner som involverer fremmede stoffer, xenobiotika, betydelig Ea for konvensjonelle biokjemiske prosesser. Dette faktum er en naturlig biobeskyttelse av systemet fra påvirkning av fremmede stoffer, dvs. reaksjoner som er naturlige for kroppen oppstår under gunstige forhold med lav Ea, og for fremmedreaksjoner er Ea høy. Dette er en genbarriere som kjennetegner en av hovedtrekkene i biokjemiske prosesser.