Görev No. 1. Serbest oksijen ile etkileşim, yüksek derecede toksik nitrojen dioksit // oluşumuna yol açar, ancak bu reaksiyon fizyolojik koşullar altında yavaş yavaş meydana gelir ve düşük konsantrasyonlarda hücrelere toksik hasarda önemli bir rol oynamaz, ancak patojenik etkileri keskin bir şekilde artar. aşırı üretim. Reaksiyon hızı eğer başlangıç gazları karışımındaki basınç iki katına çıktığında nitrojen oksidin (II) oksijenle etkileşim oranının kaç kat arttığını belirleyin. 
denklemle tanımlanır 
?
Çözüm.
1. Basıncı iki katına çıkarmak konsantrasyonu iki katına çıkarmakla eşdeğerdir ( İle) Ve . Bu nedenle, kitle eylem yasasına uygun olarak aşağıdaki ifadelere karşılık gelen ve alacak olan etkileşim oranları: 
Ve
Cevap. Reaksiyon hızı 8 kat artacaktır.
Görev No. 2. Havadaki klor konsantrasyonunun (keskin kokulu, yeşilimsi bir gaz) 25 ppm'nin üzerinde olmasının yaşam ve sağlık açısından tehlikeli olduğuna inanılmaktadır, ancak hastanın bu gazla akut şiddetli zehirlenmeden kurtulması durumunda, daha sonra hiçbir kalıntı etki gözlenmez. Gaz fazında meydana gelen reaksiyonun hızının 3 kat artması durumunda nasıl değişeceğini belirleyin: konsantrasyon, konsantrasyon, 3) basınç / /?
Çözüm.
1. Konsantrasyonları sırasıyla ve ile belirtirsek, reaksiyon hızının ifadesi şu şekilde olacaktır: .
2. Konsantrasyonlar 3 kat arttırıldıktan sonra ve için eşit olacaktır. Bu nedenle reaksiyon hızının ifadesi şu şekilde olacaktır: 1) 
2)
3. Basınçtaki bir artış, gaz halindeki reaktanların konsantrasyonunu aynı miktarda artırır, dolayısıyla
4. Başlangıçtaki reaksiyon hızına göre artış, sırasıyla şu oran ile belirlenir: 1) 
, 2) 
, 3) 
.
Cevap. Reaksiyon hızı: 1) , 2) , 3) kat artacaktır.
Sorun No. 3. Reaksiyonun sıcaklık katsayısı 2,5 ise sıcaklık değiştiğinde başlangıç maddelerinin etkileşim hızı nasıl değişir?
Çözüm.
1. Sıcaklık katsayısı, sıcaklıktaki her değişiklikle reaksiyon hızının nasıl değiştiğini gösterir (van't Hoff kuralı): .
2. Eğer sıcaklık değişimi: ise, o zaman şunu elde ederiz: 
. Buradan, .
3. Antilogaritma tablosunu kullanarak şunu buluruz: .
Cevap. Sıcaklık değiştiğinde (yani arttığında) hız 67,7 kat artacaktır.
Sorun No. 4. Sıcaklık arttıkça hızın 128 kat arttığını bilerek reaksiyon hızının sıcaklık katsayısını hesaplayın.
Çözüm.
1. Kimyasal reaksiyon hızının sıcaklığa bağımlılığı ampirik van't Hoff kuralıyla ifade edilir:
. Denklemini çözerek şunu buluruz: , . Bu nedenle =2
Cevap. =2.
Sorun No. 5. Reaksiyonlardan biri için iki hız sabiti belirlendi: 0,00670 ve 0,06857. Aynı reaksiyon için hız sabitini belirleyin.
Çözüm.
1. Arrhenius denklemini kullanarak reaksiyon hızı sabitlerinin iki değerine dayanarak reaksiyonun aktivasyon enerjisini belirleriz: 
. Bu durum için: Buradan: 
J/mol.
2. Hesaplamalarda hız sabitini ve Arrhenius denklemini kullanarak reaksiyon hız sabitini ,'de hesaplayın: 
. Bu durum için: ve şu gerçeği dikkate alarak: 
, şunu elde ederiz: . Buradan,
Cevap.
Le Chatelier ilkesini kullanarak kimyasal denge sabitinin hesaplanması ve denge kaymasının yönünün belirlenmesi .
Görev No. 6. Karbon dioksit // karbon monoksitin aksine // canlı bir organizmanın fizyolojik fonksiyonlarını ve anatomik bütünlüğünü ihlal etmez ve boğucu etkisi yalnızca yüksek konsantrasyonlarda bulunmasından ve solunan havadaki oksijen yüzdesindeki azalmadan kaynaklanır. Neye eşittir reaksiyon denge sabiti / /: 
sıcaklıkta, şu şekilde ifade edilir: a) reaksiyona giren maddelerin kısmi basınçları; b) denge karışımının bileşiminin hacim kesirleri ile ifade edildiğini bilerek molar konsantrasyonları: , ve ve sistemdeki toplam basınç Pa?
Çözüm.
1. Bir gazın kısmi basıncı, toplam basıncın karışımdaki gazın hacim oranıyla çarpımına eşittir, dolayısıyla:
2. Bu değerleri denge sabiti ifadesinde değiştirerek şunu elde ederiz:
3. ve arasındaki ilişki ideal gazlar için Mendeleev-Clapeyron denklemi temel alınarak kurulur ve eşitlikle ifade edilir: 
gaz halindeki reaksiyon ürünlerinin mol sayısı ile gaz halindeki başlangıç maddelerinin mol sayısı arasındaki fark nerede. Bu reaksiyon için: . Daha sonra: 
.
Cevap. Baba. .
Görev No.7. Aşağıdaki reaksiyonlarda denge hangi yöne kayacaktır:
3. 
;
a) artan sıcaklıkla, b) azalan basınçla, c) artan hidrojen konsantrasyonuyla?
Çözüm.
1. Sistemdeki kimyasal denge sabit dış parametrelerde (vb.) kurulur. Bu parametreler değişirse sistem denge durumunu terk eder ve doğrudan (sağa) veya ters (sola) reaksiyon hakim olmaya başlar. Çeşitli faktörlerin dengedeki değişim üzerindeki etkisi Le Chatelier ilkesine yansır.
2. Kimyasal dengeyi etkileyen 3 faktörün de yukarıdaki reaksiyonlar üzerindeki etkisini ele alalım.
a) Sıcaklık arttıkça denge endotermik reaksiyona doğru kayar. ısının emilmesiyle meydana gelen reaksiyon. 1. ve 3. reaksiyonlar ekzotermiktir / /, bu nedenle artan sıcaklıkla denge ters reaksiyona doğru ve 2. reaksiyonda / / - ileri reaksiyona doğru kayacaktır.
b) Basınç azaldıkça denge gazların mol sayısındaki artışa doğru kayar, yani. daha büyük bir baskıya doğru. 1. ve 3. reaksiyonlarda denklemin sol ve sağ tarafları aynı sayıda gaza (sırasıyla 2-2 ve 1-1) sahip olacaktır. Bu nedenle basınçtaki değişim sebep olmayacak Sistemdeki denge değişiklikleri. 2. reaksiyonda sol tarafta 4 mol, sağ tarafta 2 mol gaz vardır, bu nedenle basınç azaldıkça denge ters reaksiyona doğru kayacaktır.
V) Reaksiyon bileşenlerinin konsantrasyonu arttıkça denge bunların tüketimine doğru kayar.İlk reaksiyonda ürünlerde hidrojen bulunur ve konsantrasyonunun arttırılması, tüketildiği ters reaksiyonu artıracaktır. 2. ve 3. reaksiyonlarda hidrojen başlangıç maddeleri arasındadır, dolayısıyla konsantrasyonundaki bir artış dengeyi hidrojen tüketimiyle oluşan reaksiyona doğru kaydırır.
Cevap.
a) Sıcaklık arttıkça, reaksiyon 1 ve 3'teki denge sola, reaksiyon 2'de ise sağa kayacaktır.
b) Reaksiyon 1 ve 3 basınçtaki azalmadan etkilenmeyecek ancak reaksiyon 2'de denge sola kayacaktır.
c) Reaksiyon 2 ve 3'teki sıcaklıktaki bir artış, dengenin sağa ve reaksiyon 1'de sola kaymasını gerektirecektir.
1.2. Durumsal görevler No. 7 ila 21 materyali pekiştirmek için (bir protokol defterinde yapılır).
Görev No.8. Reaksiyon hızının sıcaklık katsayısı 4 ise, sıcaklık 'den 'e düştüğünde vücuttaki glikoz oksidasyon hızı nasıl değişecektir?
Sorun No. 9.Yaklaşık Van't Hoff kuralını kullanarak reaksiyon hızının 80 kat artması için sıcaklığın ne kadar arttırılması gerektiğini hesaplayın? Sıcaklık hız katsayısını 3'e eşit alın.
Görev No. 10. Reaksiyonu pratik olarak durdurmak için reaksiyon karışımının hızlı soğutulması ("reaksiyonun dondurulması") kullanılır. Reaksiyonun sıcaklık katsayısı 2,7 ise, reaksiyon karışımı 40°C'den 0°C'ye soğutulduğunda reaksiyon hızının kaç kez değişeceğini belirleyin.
Görev No.11. Bazı tümörleri tedavi etmek için kullanılan izotopun yarı ömrü 8,1 gündür. Hastanın vücudundaki radyoaktif iyot içeriği ne kadar süre sonra 5 kat azalacak?
Görev No. 12. Bazı sentetik hormonların (farmasötik) hidrolizi, hız sabiti 0.25 () olan birinci dereceden bir reaksiyondur. Bu hormonun konsantrasyonu 2 ay sonra nasıl değişecek?
Görev No. 13. Radyoaktif yarı ömrü 5600 yıldır. Canlı bir organizmada metabolizma nedeniyle sabit bir miktar korunur. Mamutun kalıntılarında içerik orijinaliyle aynıydı. Mamutun ne zaman yaşadığını belirlediniz mi?
Sorun No. 14. Bir insektisitin (böcekleri kontrol etmek için kullanılan bir pestisit) yarı ömrü 6 aydır. Belli bir miktarı mol/l konsantrasyonunun belirlendiği rezervuara girdi. Böcek ilacı konsantrasyonunun mol/l seviyesine düşmesi ne kadar zaman alır?
Görev No.15. Yağlar ve karbonhidratlar 450 - 500 ° sıcaklıkta ve canlı organizmalarda - 36 - 40 ° sıcaklıkta gözle görülür bir oranda oksitlenir. Oksidasyon için gereken sıcaklıktaki keskin düşüşün nedeni nedir?
Sorun No. 16. Hidrojen peroksit sulu çözeltilerde oksijen ve suya ayrışır. Reaksiyon hem inorganik bir katalizör (iyon) hem de bir biyoorganik katalizör (katalaz enzimi) tarafından hızlandırılır. Katalizör yokluğunda reaksiyonun aktivasyon enerjisi 75,4 kJ/mol'dür. İyon bunu 42 kJ/mol'e, katalaz enzimi ise 2 kJ/mol'e düşürür. Katalazın varlığı durumunda, katalizörün yokluğunda reaksiyon hızlarının oranını hesaplayın. Enzimin aktivitesi hakkında ne gibi sonuçlar çıkarılabilir? Reaksiyon 27°C sıcaklıkta gerçekleşir.
Sorun No. 17 Telsiz için penisilin bozunma hızı sabiti 
J/mol.
1.3. Güvenlik soruları
1. Terimlerin ne anlama geldiğini açıklayın: reaksiyon hızı, hız sabiti?
2. Kimyasal reaksiyonların ortalama ve gerçek hızları nasıl ifade edilir?
3. Kimyasal reaksiyonların hızından yalnızca belirli bir zaman noktası için bahsetmek neden anlamlıdır?
4. Tersinir ve tersinmez reaksiyonların tanımını formüle edin.
5. Kitle eylemi yasasını tanımlayın. Bu yasayı ifade eden eşitliklerde reaksiyon hızının reaktanların doğasına bağımlılığı yansıtılıyor mu?
6. Reaksiyon hızı sıcaklığa nasıl bağlıdır? Aktivasyon enerjisine ne denir? Aktif moleküller nelerdir?
7. Homojen ve heterojen reaksiyonların hızı hangi faktörlere bağlıdır? Örnekler verin.
8. Kimyasal reaksiyonların sırası ve molekülerliği nedir? Hangi durumlarda eşleşmiyorlar?
9. Hangi maddelere katalizör denir? Katalizörün hızlandırıcı etkisinin mekanizması nedir?
10. “Katalizör zehirlenmesi” kavramı nedir? Hangi maddelere inhibitör denir?
11. Kimyasal dengeye ne denir? Neden dinamik deniyor? Hangi reaktan konsantrasyonlarına denge denir?
12. Kimyasal denge sabiti ne denir? Reaksiyona giren maddelerin doğasına, konsantrasyonlarına, sıcaklığına, basıncına bağlı mı? Heterojen sistemlerde denge sabitinin matematiksel gösteriminin özellikleri nelerdir?
13. İlaçların farmakokinetiği nedir?
14. Vücutta bir ilaçla meydana gelen süreçler, bir dizi farmakokinetik parametre ile niceliksel olarak karakterize edilir. Ana olanları verin.
Kimyasal reaksiyonun hızı sıcaklık arttıkça artar. Sıcaklıkla reaksiyon hızındaki artışı Van't Hoff kuralını kullanarak tahmin edebilirsiniz. Kurala göre sıcaklığın 10 derece arttırılması reaksiyon hızı sabitini 2-4 kat artırır:
Bu kural, hız sabitinin sıcaklıkla neredeyse hiç değişmediği yüksek sıcaklıklarda geçerli değildir.
Van't Hoff kuralı, bir ilacın raf ömrünü hızlı bir şekilde belirlemenizi sağlar. Sıcaklığın arttırılması ilacın ayrışma hızını arttırır. Bu, ilacın raf ömrünü belirlemek için gereken süreyi azaltır.
Yöntem, ilacın belirli bir tT süresi boyunca yüksek bir T sıcaklığında tutulması, ayrışan ilaç m miktarının bulunması ve 298K standart depolama sıcaklığına göre yeniden hesaplanmasıdır. İlacın ayrışma sürecinin birinci dereceden bir reaksiyon olduğu dikkate alındığında, seçilen T ve T = 298 K sıcaklıktaki hız şu şekilde ifade edilir:
Ayrışmış ilacın kütlesinin standart ve gerçek saklama koşullarında aynı olduğu dikkate alındığında ayrışma hızı şu şekilde ifade edilebilir:
T=298+10n alındığında, burada n = 1,2,3…,
İlacın 298K standart koşulları altında raf ömrüne ilişkin son ifade elde edilir:
Aktif çarpışma teorisi. Aktivasyon enerjisi. Arrhenius denklemi. Reaksiyon hızı ile aktivasyon enerjisi arasındaki ilişki.
Aktif çarpışma teorisi 1889'da S. Arrhenius tarafından formüle edildi. Bu teori, bir kimyasal reaksiyonun meydana gelmesi için başlangıç maddelerinin molekülleri arasındaki çarpışmaların gerekli olduğu ve çarpışma sayısının moleküllerin termal hareketinin yoğunluğuna göre belirlendiği fikrine dayanmaktadır. sıcaklığa bağlıdır. Ancak moleküllerin her çarpışması kimyasal dönüşüme yol açmaz; yalnızca aktif bir çarpışma buna yol açar.
Aktif çarpışmalar, örneğin A ve B molekülleri arasında büyük miktarda enerjiyle meydana gelen çarpışmalardır. Başlangıç maddelerinin moleküllerinin çarpışmalarının aktif olabilmesi için sahip olması gereken minimum enerji miktarına reaksiyonun enerji bariyeri denir.
Aktivasyon enerjisi, bir maddenin bir molüne aktarılabilen veya aktarılabilen fazla enerjidir.
Aktivasyon enerjisi, reaksiyon hız sabitinin değerini ve sıcaklığa bağımlılığını önemli ölçüde etkiler: Ea ne kadar büyük olursa, hız sabiti o kadar küçük olur ve sıcaklık değişimi onu o kadar önemli ölçüde etkiler.
Reaksiyon hızı sabiti, Arrhenius denklemiyle açıklanan karmaşık bir ilişkiyle aktivasyon enerjisiyle ilişkilidir:
k=Aе–Ea/RT burada A ön-üstel faktördür; Ea aktivasyon enerjisidir, R 8,31 J/mol'e eşit evrensel gaz sabitidir; T – mutlak sıcaklık;
doğal logaritmaların e-tabanları.
Ancak gözlemlenen reaksiyon hızı sabitleri genellikle Arrhenius denkleminden hesaplananlardan çok daha küçüktür. Bu nedenle reaksiyon hız sabiti denklemi aşağıdaki şekilde değiştirilir:
(tüm kesirlerden önce eksi)
Çarpan, hız sabitinin sıcaklığa bağımlılığının Arrhenius denkleminden farklı olmasına neden olur. Arrhenius aktivasyon enerjisi, reaksiyon hızının ters sıcaklığa logaritmik bağımlılığının eğimi olarak hesaplandığından, denklem için de aynısını yapıyoruz. , şunu elde ederiz:
Heterojen reaksiyonların özellikleri. Heterojen reaksiyonların hızı ve belirleyici faktörleri. Heterojen süreçlerin kinetik ve difüzyon alanları. Eczacılığı ilgilendiren heterojen reaksiyon örnekleri.
HETEROJEN REAKSİYONLAR, kimyasal. Ayrışma halindeki maddeleri içeren reaksiyonlar. aşamalardan geçerek toplu olarak heterojen bir sistem oluştururlar. Tipik heterojen reaksiyonlar: termal. gazlı ve katı ürünlerin oluşumuyla tuzların ayrışması (örneğin, CaCO3 -> CaO + CO2), metal oksitlerin hidrojen veya karbon ile indirgenmesi (örneğin, PbO + C -> Pb + CO), metallerin asitlerde çözünmesi (örneğin Zn + + H2SO4 -> ZnSO4 + H2), etkileşim. katı reaktifler (A12O3 + NiO -> NiAl2O4). Özel bir sınıf, katalizörün yüzeyinde meydana gelen heterojen katalitik reaksiyonları içerir; Ayrıca reaktanlar ve ürünler farklı fazlarda olmayabilir. Yönü, demir katalizör yüzeyinde meydana gelen N2 + + ZH2 -> 2NH3 reaksiyonu sırasında reaktanlar ve reaksiyon ürünü gaz fazındadır ve homojen bir sistem oluşturur.
Heterojen reaksiyonların özellikleri, yoğunlaştırılmış fazların bunlara katılımından kaynaklanmaktadır. Bu, reaktiflerin ve ürünlerin karıştırılmasını ve taşınmasını zorlaştırır; reaktif moleküllerinin arayüzde aktivasyonu mümkündür. Herhangi bir heterojen reaksiyonun kinetiği, kimyasalın kendi hızıyla belirlenir. reaksiyona giren maddelerin tüketimini yenilemek ve reaksiyon ürünlerini reaksiyon bölgesinden uzaklaştırmak için gerekli transfer işlemlerinin (difüzyon) yanı sıra dönüşümler. Difüzyon engellerinin yokluğunda, heterojen reaksiyonun hızı reaksiyon bölgesinin boyutuyla orantılıdır; bu, reaksiyonun birim yüzeyi (veya hacmi) başına hesaplanan spesifik reaksiyon hızıdır. bölgeler zamanla değişmez; basit (tek adımlı) reaksiyonlar için olabilir yürürlükteki kütle kanununa göre belirlenir. Maddelerin difüzyonu kimyasal olandan daha yavaş ilerlerse bu yasa karşılanmaz. semt; bu durumda, heterojen bir reaksiyonun gözlemlenen hızı, difüzyon kinetiği denklemleriyle tanımlanır.
Heterojen bir reaksiyonun hızı, fazın birim yüzey alanı başına birim zamanda reaksiyona giren veya reaksiyon sırasında oluşan madde miktarıdır.
Kimyasal reaksiyonun hızını etkileyen faktörler:
Reaktanların doğası
Reaktif konsantrasyonu,
Sıcaklık,
Bir katalizörün varlığı.
Vheterogen = Δп(S Δt), burada Vheterog, heterojen bir sistemdeki reaksiyon hızıdır; n, reaksiyon sonucu ortaya çıkan herhangi bir maddenin mol sayısıdır; V sistemin hacmidir; t - zaman; S, reaksiyonun meydana geldiği fazın yüzey alanıdır; Δ - artış işareti (Δp = p2 - p1; Δt = t2 - t1).
Sorun 336.
150°C'de reaksiyonun bir kısmı 16 dakikada tamamlanır. Reaksiyon hızının sıcaklık katsayısını 2,5'e eşit alarak, bu reaksiyonun gerçekleştirilmesi durumunda ne kadar süre sonra biteceğini hesaplayın: a) 20'de 0°C; b) 80°C'de.
Çözüm:
Van't Hoff kuralına göre hızın sıcaklığa bağımlılığı aşağıdaki denklemle ifade edilir:
v t ve k t - t°C sıcaklıkta reaksiyonun hızı ve hız sabiti; v (t + 10) ve k (t + 10), sıcaklıkta (t + 10 0 C) aynı değerlerdir; - çoğu reaksiyon için değeri 2 – 4 aralığında olan reaksiyon hızının sıcaklık katsayısı.
a) Belirli bir sıcaklıkta bir kimyasal reaksiyonun hızının, oluşma süresiyle ters orantılı olduğunu göz önünde bulundurarak, problem tanımında verilen verileri, Van't Hoff kuralını niceliksel olarak ifade eden bir formülle değiştirirsek, şunu elde ederiz:
b) Bu reaksiyon sıcaklıkta bir azalma ile ilerlediğinden, belirli bir sıcaklıkta bu reaksiyonun hızı, meydana gelme süresiyle doğru orantılı olduğundan, problem ifadesinde verilen verileri van'ı niceliksel olarak ifade eden formüle koyarız. t Hoff kuralıyla şunu elde ederiz:
Cevap: a) 200 0 C'de t2 = 9,8 s; b) 80 0 C'de t3 = 162 saat 1 dakika 16 saniye.
Sorun 337.
Reaksiyon hızı sabitinin değeri aşağıdaki durumlarda değişecek mi: a) bir katalizör diğeriyle değiştirilirken; b) reaksiyona giren maddelerin konsantrasyonları ne zaman değişir?
Çözüm:
Reaksiyon hız sabiti, reaksiyona giren maddelerin doğasına, sıcaklığa ve katalizörlerin varlığına bağlı olan ve reaksiyona giren maddelerin konsantrasyonuna bağlı olmayan bir değerdir. Reaktanların konsantrasyonlarının birliğe (1 mol/l) eşit olması durumunda reaksiyon hızına eşit olabilir.
a) Bir katalizörü diğeriyle değiştirirken, belirli bir kimyasal reaksiyonun hızı değişecek veya artacaktır. Katalizör kullanılırsa kimyasal reaksiyonun hızı artacak ve buna bağlı olarak reaksiyon hız sabitinin değeri de artacaktır. Bir katalizör diğeriyle değiştirilirken reaksiyon hız sabitinin değerinde de bir değişiklik meydana gelecek ve bu, orijinal katalizöre göre bu reaksiyonun hızını artıracak veya azaltacaktır.
b) Reaktiflerin konsantrasyonu değiştiğinde reaksiyon hız değerleri değişecektir ancak reaksiyon hız sabitinin değeri değişmeyecektir.
Sorun 338.
Bir reaksiyonun termal etkisi aktivasyon enerjisine bağlı mıdır? Cevabı gerekçelendirin.
Çözüm:
Reaksiyonun termal etkisi yalnızca sistemin başlangıç ve son durumlarına bağlıdır ve sürecin ara aşamalarına bağlı değildir. Aktivasyon enerjisi, madde moleküllerinin çarpışmalarının yeni bir madde oluşumuna yol açması için sahip olması gereken fazla enerjidir. Aktivasyon enerjisi, sıcaklığın arttırılması veya azaltılması, buna göre düşürülmesi veya arttırılmasıyla değiştirilebilir. Katalizörler aktivasyon enerjisini düşürür, inhibitörler ise düşürür.
Dolayısıyla aktivasyon enerjisindeki bir değişiklik reaksiyon hızında bir değişikliğe neden olur, ancak reaksiyonun termal etkisinde bir değişikliğe neden olmaz. Bir reaksiyonun termal etkisi sabit bir değerdir ve belirli bir reaksiyonun aktivasyon enerjisindeki değişikliklere bağlı değildir. Örneğin nitrojen ve hidrojenden amonyak oluşumuna yönelik reaksiyon şu şekildedir:
Bu reaksiyon ekzotermiktir, > 0). Reaksiyon, reaksiyona giren parçacıkların mol sayısında ve gaz halindeki maddelerin mol sayısında bir azalma ile ilerler, bu da sistemi daha az kararlı bir durumdan daha kararlı bir duruma getirir, entropi azalır,< 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:
Sorun 339.
Doğrudan reaksiyon ısı açığa çıkarırsa, doğrudan veya ters hangi reaksiyon için aktivasyon enerjisi daha büyüktür?
Çözüm:
İleri ve geri reaksiyonların aktivasyon enerjileri arasındaki fark termal etkiye eşittir: H = E a(rev.) - E a(rev.) . Bu reaksiyon ısının açığa çıkmasıyla meydana gelir, yani. ekzotermiktir,< 0 Исходя из этого, энергия активации прямой реакции имеет меньшее значение, чем энергия активации обратной реакции:
E a(ör.)< Е а(обр.) .
Cevap: E a(ör.)< Е а(обр.) .
Sorun 340.
Aktivasyon enerjisi 4 kJ/mol azaltılırsa 298 K'de meydana gelen reaksiyonun hızı kaç kat artar?
Çözüm:
Aktivasyon enerjisindeki azalmayı Ea ile ve aktivasyon enerjisindeki azalmadan önceki ve sonraki reaksiyon hızı sabitlerini sırasıyla k ve k ile gösterelim." Arrhenius denklemini kullanarak şunu elde ederiz:
E a - aktivasyon enerjisi, k ve k" - reaksiyon hızı sabitleri, T - K (298)'deki sıcaklık.
Sorun verilerini son denklemde yerine koyarak ve aktivasyon enerjisini joule cinsinden ifade ederek reaksiyon hızındaki artışı hesaplıyoruz:
Cevap: 5 kez.
Artan sıcaklıkla reaksiyon hızının artması genellikle reaksiyon hızının sıcaklık katsayısı ile karakterize edilir; bu sayı, sistemin sıcaklığı 10°C arttığında belirli bir reaksiyonun hızının kaç kat arttığını gösterir. Farklı reaksiyonların sıcaklık katsayısı farklıdır. Sıradan sıcaklıklarda çoğu reaksiyon için değeri 2...4 arasında değişir.
Sıcaklık katsayısı, matematiksel olarak denklemle ifade edilen “van't Hoff kuralı”na göre belirlenir.
v 2 /v 1 = gr ( T 2 - T 1)/10 ,
Nerede v 1 ve v 2 – sıcaklıklarda reaksiyon hızları T 1 ve T 2; g reaksiyonun sıcaklık katsayısıdır.
Yani örneğin g = 2 ise ne zaman T 2 - T 1 = 50°C v 2 /v 1 = 2 5 = 32, yani reaksiyon 32 kat hızlanmıştır ve bu hızlanma hiçbir şekilde mutlak değerlere bağlı değildir T 1 ve T 2, ancak yalnızca farklılıklarıyla.
Aktivasyon enerjisi, bir kimyasal reaksiyonun temel hareketine giren parçacıkların (moleküller, radikaller, iyonlar vb.) ortalama enerjisi ile reaksiyona giren sistemdeki tüm parçacıkların ortalama enerjisi arasındaki fark. Çeşitli kimyasal reaksiyonlar için E. a. geniş ölçüde değişir - birkaçtan ~ 10'a kadar J/mol Aynı kimyasal reaksiyon için E. a'nın değeri. moleküllerin öteleme hareketinin enerjilerine ve iç serbestlik derecelerine (elektronik, titreşim, dönme) göre dağılım fonksiyonlarının türüne bağlıdır. E. a'nın istatistiksel değeri olarak. Belirli bir temel reaksiyonun gerçekleşmesi için bir çift çarpışan parçacığın sahip olması gereken minimum enerji olan eşik enerjisinden veya enerji bariyerinden ayırt edilmelidir.
Arrhenius denklemi, hız sabitinin sıcaklığa bağımlılığı İle temel kimya reaksiyonlar:
burada A ön-üstel faktördür (boyut k boyutuyla çakışır), E bir- Aktivasyon enerjisi genellikle pozitiftir. değerler, T-abs. sıcaklık, k-Boltzmann sabiti. vermek adettir E bir molekül başına değil. ve parçacık sayısına göre Yok= 6,02*10 23 (Avogadro sabiti) ve kJ/mol cinsinden ifade edilir; bu durumlarda Arrhenius denklemindeki değer k gaz sabiti ile değiştirildi R. 1nk ve 1 grafiği /kT(Arrhenius grafiği) – negatif eğimi aktivasyon enerjisi tarafından belirlenen düz bir çizgi E bir ve olumlu bir şekilde karakterize eder. sıcaklık bağımlılığı İle.
Katalizör- reaksiyonu hızlandıran ancak reaksiyon ürünlerinin bir parçası olmayan kimyasal madde. Katalizör miktarı diğer reaktiflerin aksine reaksiyon sonrasında değişmez. Reaksiyona bir katalizörün dahil olduğunu anlamak önemlidir. Reaksiyon için daha hızlı bir yol sağlayan katalizör, başlangıç malzemesiyle reaksiyona girer, ortaya çıkan ara ürün dönüşümlere uğrar ve sonunda bir ürüne ve bir katalizöre bölünür. Katalizör daha sonra başlangıç malzemesiyle yeniden reaksiyona girer ve bu katalitik döngü tekrarlanır (bir milyon defaya kadar) [ kaynak?] tekrarlanır.
Katalizörler ikiye ayrılır homojen Ve heterojen. Homojen bir katalizör, reaksiyona giren maddelerle aynı fazdadır, heterojen bir katalizör, reaksiyona giren maddelerin bulunduğu fazdan bir arayüzle ayrılan bağımsız bir faz oluşturur. Tipik homojen katalizörler asitler ve bazlardır. Heterojen katalizörler olarak metaller, bunların oksitleri ve sülfürleri kullanılır.
Aynı tip reaksiyonlar hem homojen hem de heterojen katalizörlerle meydana gelebilir. Böylece asit çözeltilerinin yanı sıra katı Al203, TiO2, ThO2, alüminosilikatlar ve asidik özelliklere sahip zeolitler kullanılır. Temel özelliklere sahip heterojen katalizörler: CaO, BaO, MgO.
Heterojen katalizörler, kural olarak, inert bir taşıyıcı (silika jel, alüminyum oksit, aktif karbon vb.) Üzerinde dağıtıldıkları oldukça gelişmiş bir yüzeye sahiptir.
Her reaksiyon türü için yalnızca belirli katalizörler etkilidir. Daha önce bahsedilenlere ek olarak asit-baz katalizörler var oksidasyon-redüksiyon; bir geçiş metalinin veya bunun bileşiğinin (Co +3, V205 + MoO3) varlığıyla karakterize edilirler. Bu durumda geçiş metalinin oksidasyon durumu değiştirilerek kataliz gerçekleştirilir.
Dispersiyon sistemi- bunlar tamamen veya pratik olarak karışmayan ve birbirleriyle kimyasal olarak reaksiyona girmeyen iki veya daha fazla fazın (cisimlerin) oluşumlarıdır. Maddelerin ilki ( dağınık faz) ikincide ince bir şekilde dağıtılmış ( dağılım ortamı). Eğer birden fazla faz varsa fiziksel olarak (santrifüj, ayırma vb.) birbirlerinden ayrılabilirler.
Tipik olarak dağılmış sistemler kolloidal çözeltiler veya sollardır. Dağınık sistemler aynı zamanda dağılmış fazın yer aldığı katı dağılmış ortam durumunu da içerir.
Dispers sistemlerin en genel sınıflandırması dispersiyon ortamının ve dispersiyon fazının toplanma durumu arasındaki farka dayanmaktadır. Üç tip toplanma durumunun kombinasyonları, dokuz tip dağınık sistemi ayırt etmeyi mümkün kılar. Kısalık açısından, genellikle payları dağılmış fazı, paydaları ise dağılım ortamını gösteren bir kesirle gösterilirler; örneğin "sıvı içindeki gaz" sistemi için G/L tanımı kabul edilir.
Kolloidal çözümler. Kolloidal durum, parçacıkları 1 ila 500 nm arasında bir boyuta sahipse birçok maddenin karakteristiğidir. Bu parçacıkların toplam yüzeyinin çok büyük olduğunu göstermek kolaydır. Parçacıkların 10 nm çapında bir top şeklinde olduğunu varsayarsak, bunların toplam hacmi ile parçacıklar 1 cm3 sahip olacaklar
Yüzey alanı yaklaşık 10 m2'dir. Daha önce belirtildiği gibi yüzey katmanı, yüzey enerjisi ve iyonlar dahil belirli parçacıkları adsorbe etme yeteneği ile karakterize edilir.
çözümden. Kolloidal parçacıkların karakteristik bir özelliği, iyonların seçici adsorpsiyonu nedeniyle yüzeylerinde bir yükün bulunmasıdır. Kolloidal parçacık karmaşık bir yapıya sahiptir. Çekirdek, adsorbe edilmiş iyonlar, karşı iyonlar ve çözücüyü içerir. Liyofilik vardır (kılavuz.
çözücünün parçacık çekirdekleriyle etkileşime girdiği korofilik) kolloidler, çözücünün çekirdeklerle etkileşime girmediği polifobik (hidrofobik) kolloidler
parçacıklar. Çözücü, hidrofobik parçacıkların bileşimine yalnızca adsorbe edilmiş iyonların bir solvasyon kabuğu olarak veya liyofobik ve liyofilik parçalara sahip stabilizatörlerin (yüzey aktif maddeler) varlığında dahil edilir.
Kolloidal parçacıkların bazı örnekleri şunlardır:
Nasıl. çekirdeğin, çekirdeği oluşturan elementlerin (bu örneklerde Ag +, HS-, Fe 3+ iyonları) adsorbe edilmiş iyonları ile elektriksel olarak nötr parçacıklar topluluğundan oluştuğu görülebilir. Koloidal bir parçacık çekirdeğe ek olarak karşıt iyonlara ve çözücü moleküllere de sahiptir. Çözücü ile adsorbe edilen iyonlar ve karşıt iyonlar adsorbe edilmiş bir tabaka oluşturur. Parçacığın toplam yükü, adsorplanan iyonların ve karşı iyonların yükleri arasındaki farka eşittir. Parçacıkların etrafında, yükü kolloidal parçacığınkine eşit olan dağınık iyon katmanları vardır. Koloidal parçacık ve dağınık katmanlar elektriksel olarak nötr bir misel oluşturur
Miseller(lat.'dan küçültülmüş. mika- parçacık, tane) - kolloidal sistemlerdeki parçacıklar, belirli bir ortamda çözünmeyen, adsorbe edilmiş iyonlardan ve çözücü moleküllerden oluşan stabilize edici bir kabuk ile çevrelenen çok küçük bir çekirdekten oluşur. Örneğin bir arsenik sülfür miselinin yapısı şöyledir:
((2 S 3 olarak) m nHS − (n-x)H + ) X- xH +
Misellerin ortalama boyutu 10−5 ile 10−7 cm arasındadır.
Pıhtılaşma- koloidal bir çözeltinin iki faza ayrılması - çözücü ve jelatinimsi kütle veya çözünmüş madde parçacıklarının genişlemesi sonucu çözeltinin kalınlaşması
Peptizasyon, kolloidal bir çökelti veya jelin, çökelti veya jel tarafından iyi bir şekilde adsorbe edilen bir sıvının veya kendisine eklenen maddelerin etkisi altında kolloidal bir çözeltiye geçiş işlemidir, bu durumda peptizörler olarak adlandırılır (örneğin, yağların peptizasyonu altında) safranın etkisi).
Peptizasyon, koloidal çözeltilerin pıhtılaşmasından sonra peptizatörler gibi belirli maddelerin etkisi altında jel parçacıkları (jöle) veya gevşek çökeltilerin agregatlarının ayrılmasıdır. Peptizasyon sonucunda çökelti (veya jel) askıda kalır.
ÇÖZÜMLER, iki veya daha fazla bileşenden oluşan tek fazlı sistemler. Toplanma durumlarına göre çözeltiler katı, sıvı veya gaz halinde olabilir.
çözünürlük, bir maddenin başka bir maddeyle (veya maddelerle) dağılmış bileşen dağılımına sahip homojen karışımlar oluşturma yeteneği (bkz. Çözümler). Tipik olarak bir çözücü, saf formunda, elde edilen çözeltiyle aynı toplanma durumunda bulunan bir madde olarak kabul edilir. Çözünmeden önce her iki madde de aynı agregasyon durumundaysa, çözücünün karışımda önemli ölçüde daha büyük miktarda bulunan madde olduğu kabul edilir.
Çözünürlük, çözücünün ve çözünen maddenin moleküllerinin fiziksel ve kimyasal afinitesi, çözeltinin homojen ve farklı bileşenlerinin etkileşiminin enerji oranı ile belirlenir. Kural olarak benzer fiziksel bileşikler birbiri içinde yüksek oranda çözünür. ve kimya. Bir maddenin özellikleri (“benzer benzer içinde çözülür” ampirik kuralı). Özellikle polar moleküllerden oluşan maddeler ve iyonik tipte bağa sahip maddeler iyi çözünür. polar çözücülerde (su, etanol, sıvı amonyak) ve polar olmayan maddelerde iyi çözünür. polar olmayan solventlerde (benzen, karbon disülfür).
Belirli bir maddenin çözünürlüğü sıcaklığa ve basınca bağlıdır ve dengelerin değişmesi genel ilkesine karşılık gelir (bkz. Le Chatelier-Brown ilkesi). Belirli koşullar altında doymuş bir çözeltinin konsantrasyonu, belirli bir çözücü içindeki bir maddenin R.'sini sayısal olarak belirler ve buna da denir. çözünürlük. Aşırı doymuş çözeltiler, çözünürlüğüne karşılık gelenden daha fazla miktarda çözünmüş madde içerir; aşırı doymuş çözeltilerin varlığı kinetiğe bağlıdır. kristalleşmeyle ilgili zorluklar (bkz. Yeni bir fazın kökeni). Az çözünen maddelerin çözünürlüğünü karakterize etmek için, PA aktivitelerinin ürünü kullanılır (özellikleri bakımından ideale yakın çözümler için - çözünürlük ürünü PR).
Sıcaklık arttıkça kimyasal prosesin hızı genellikle artar. 1879'da Hollandalı bilim adamı J. van't Hoff ampirik bir kural formüle etti: sıcaklıktaki 10 K artışla çoğu kimyasal reaksiyonun hızı 2-4 kat artar.
Kuralın matematiksel gösterimi J. Van't Hoff:
γ 10 = (k t+10)/k t burada k T sıcaklığındaki reaksiyon hızı sabitidir; k t+10 - T+10 sıcaklığında reaksiyon hızı sabiti; γ 10 - Van't Hoff sıcaklık katsayısı. Değeri 2 ila 4 arasında değişir. Biyokimyasal işlemler için γ 10, 7 ila 10 arasında değişir.
Tüm biyolojik süreçler belirli bir sıcaklık aralığında gerçekleşir: 45-50°C. Optimum sıcaklık 36-40°C'dir. Sıcakkanlı hayvanların vücudunda bu sıcaklık, ilgili biyosistemin termoregülasyonu nedeniyle sabit tutulur. Biyolojik sistemleri incelerken sıcaklık katsayıları γ 2, γ 3, γ 5 kullanılır. Karşılaştırma için γ 10'a düşürülürler.
Van't Hoff kuralına göre reaksiyon hızının sıcaklığa bağımlılığı aşağıdaki denklemle temsil edilebilir:
V 2 /V 1 = γ ((T 2 -T 1)/10)
Aktivasyon enerjisi. Artan sıcaklıkla reaksiyon hızındaki önemli bir artış, yalnızca reaksiyona giren maddelerin parçacıkları arasındaki çarpışma sayısındaki artışla açıklanamaz, çünkü gazların kinetik teorisine göre, artan sıcaklıkla çarpışma sayısı önemsiz bir seviyeye yükselir. kapsam. Artan sıcaklıkla reaksiyon hızının artması, reaksiyona giren maddelerin parçacıklarının herhangi bir çarpışmasıyla kimyasal bir reaksiyonun meydana gelmemesi, yalnızca çarpışma anında gerekli fazla enerjiye sahip aktif parçacıkların buluşması ile oluşmasıyla açıklanmaktadır.
Aktif olmayan parçacıkları aktif olanlara dönüştürmek için gereken enerjiye denir. aktivasyon enerjisi (Ea). Aktivasyon enerjisi, reaksiyona giren maddelerin çarpışmaları durumunda reaksiyona girebilmeleri için gereken ortalama değere kıyasla fazla enerjidir. Aktivasyon enerjisi mol başına kilojoule (kJ/mol) cinsinden ölçülür. Tipik olarak E 40 ila 200 kJ/mol arasındadır.
Ekzotermik ve endotermik bir reaksiyonun enerji diyagramı Şekil 2'de gösterilmektedir. 2.3. Herhangi bir kimyasal işlem için başlangıç, ara ve son durumlar ayırt edilebilir. Enerji bariyerinin tepesinde reaktanlar, aktifleştirilmiş kompleks veya geçiş durumu adı verilen bir ara durumda bulunur. Aktive edilmiş kompleksin enerjisi ile reaktanların başlangıç enerjisi arasındaki fark Ea'dır ve reaksiyon ürünlerinin enerjisi ile başlangıç maddeleri (reaktifler) arasındaki fark, reaksiyonun termal etkisi olan ΔH'dir. Aktivasyon enerjisi ΔH'den farklı olarak her zaman pozitif bir değerdir. Ekzotermik bir reaksiyon için (Şekil 2.3, a) ürünler, reaktanlardan (Ea) daha düşük bir enerji seviyesinde bulunur.< ΔН).
|
Ea, reaksiyon hızını belirleyen ana faktördür: Ea > 120 kJ/mol ise (daha yüksek enerji bariyeri, sistemde daha az aktif parçacık), reaksiyon yavaş ilerler; ve tam tersi, eğer Ea< 40 кДж/моль, реакция осуществляется с большой скоростью.
Karmaşık biyomolekülleri içeren reaksiyonlar için, parçacıkların çarpışması sırasında oluşan aktifleştirilmiş bir komplekste, moleküllerin yalnızca küçük olan reaksiyona giren bölgesi olduğundan, moleküllerin uzayda belirli bir şekilde yönlendirilmesi gerektiği dikkate alınmalıdır. büyüklüğüne bağlı olarak dönüşüme uğrar.
T 1 ve T 2 sıcaklıklarındaki hız sabitleri k 1 ve k 2 biliniyorsa, Ea değeri hesaplanabilir.
Biyokimyasal süreçlerde aktivasyon enerjisi inorganik süreçlere göre 2-3 kat daha azdır. Aynı zamanda, yabancı maddeler (ksenobiyotikler) içeren reaksiyonların Ea'sı, geleneksel biyokimyasal süreçlerin Ea'sını önemli ölçüde aşmaktadır. Bu gerçek, sistemin yabancı maddelerin etkisinden doğal bir biyolojik korumasıdır; Vücut için doğal reaksiyonlar düşük Ea ile uygun koşullarda meydana gelir ve yabancı reaksiyonlar için Ea yüksektir. Bu, biyokimyasal süreçlerin ana özelliklerinden birini karakterize eden bir gen bariyeridir.