Wzór na temperaturowy współczynnik reakcji. Współczynnik temperaturowy szybkości reakcji chemicznej (reguła van't Hoffa)

Zadanie 336.
W temperaturze 150°C część reakcji kończy się w ciągu 16 minut. Biorąc współczynnik temperaturowy szybkości reakcji równy 2,5, oblicz po jakim czasie reakcja zakończy się, jeżeli będzie prowadzona: a) w temperaturze 20°C 0°C; b) w temperaturze 80°C.
Rozwiązanie:
Zgodnie z regułą van't Hoffa zależność prędkości od temperatury wyraża się równaniem:

v t i k t – stała szybkości i szybkości reakcji w temperaturze t°C; v (t + 10) i k (t + 10) to te same wartości w temperaturze (t + 10 0 C); - współczynnik temperaturowy szybkości reakcji, którego wartość dla większości reakcji mieści się w przedziale 2 – 4.

a) Biorąc pod uwagę, że szybkość reakcji chemicznej w danej temperaturze jest odwrotnie proporcjonalna do czasu jej trwania, dane podane w opisie problemu podstawiamy do wzoru ilościowo wyrażającego regułę Van’t Hoffa, otrzymujemy:

b) Ponieważ reakcja ta przebiega wraz ze spadkiem temperatury, to w danej temperaturze szybkość tej reakcji jest wprost proporcjonalna do czasu jej trwania, dane podane w opisie problemu podstawiamy do wzoru ilościowo wyrażającego van' t Reguła Hoffa, otrzymujemy:

Odpowiedź: a) w 200°C t2 = 9,8 s; b) w 80 0 C t3 = 162 godz. 1 min 16 s.

Zadanie 337.
Czy wartość stałej szybkości reakcji zmieni się: a) przy wymianie jednego katalizatora na inny; b) kiedy zmieniają się stężenia reagujących substancji?
Rozwiązanie:
Stała szybkości reakcji jest wartością zależną od rodzaju reagujących substancji, temperatury i obecności katalizatorów, a nie zależy od stężenia reagujących substancji. Może być równa szybkości reakcji w przypadku, gdy stężenia reagentów są równe jedności (1 mol/l).

a) Podczas wymiany jednego katalizatora na inny szybkość danej reakcji chemicznej ulegnie zmianie lub wzrośnie. Jeśli zastosuje się katalizator, szybkość reakcji chemicznej wzrośnie, a wartość stałej szybkości reakcji odpowiednio wzrośnie. Zmiana wartości stałej szybkości reakcji nastąpi także przy wymianie jednego katalizatora na inny, co spowoduje zwiększenie lub zmniejszenie szybkości tej reakcji w stosunku do katalizatora pierwotnego.

b) Gdy zmieni się stężenie reagentów, wartości szybkości reakcji ulegną zmianie, ale wartość stałej szybkości reakcji nie ulegnie zmianie.

Zadanie 338.
Czy efekt termiczny reakcji zależy od jej energii aktywacji? Uzasadnij odpowiedź.
Rozwiązanie:
Efekt cieplny reakcji zależy jedynie od stanów początkowych i końcowych układu i nie zależy od etapów pośrednich procesu. Energia aktywacji to nadwyżka energii, jaką muszą posiadać cząsteczki substancji, aby ich zderzenie doprowadziło do powstania nowej substancji. Energię aktywacji można zmieniać zwiększając lub zmniejszając temperaturę, odpowiednio ją obniżając lub zwiększając. Katalizatory obniżają energię aktywacji, a inhibitory ją obniżają.

Zatem zmiana energii aktywacji prowadzi do zmiany szybkości reakcji, ale nie do zmiany efektu cieplnego reakcji. Efekt cieplny reakcji jest wartością stałą i nie zależy od zmian energii aktywacji danej reakcji. Na przykład reakcja tworzenia amoniaku z azotu i wodoru ma postać:

Ta reakcja jest egzotermiczna, > 0). Reakcja przebiega ze spadkiem liczby moli reagujących cząstek i liczby moli substancji gazowych, co prowadzi układ ze stanu mniej stabilnego do bardziej stabilnego, maleje entropia,< 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:

Zadanie 339.
W przypadku której reakcji, bezpośredniej czy odwrotnej, energia aktywacji jest większa, jeśli w reakcji bezpośredniej wydziela się ciepło?
Rozwiązanie:
Różnica między energiami aktywacji reakcji do przodu i do tyłu jest równa efektowi termicznemu: H = E a(obr.) - E a(obr.) . Reakcja ta zachodzi wraz z wydzieleniem ciepła, tj. jest egzotermiczny,< 0 Исходя из этого, энергия активации прямой реакции имеет меньшее значение, чем энергия активации обратной реакции:
E a (przykład)< Е а(обр.) .

Odpowiedź: E a (przykład)< Е а(обр.) .

Zadanie 340.
Ile razy wzrośnie szybkość reakcji zachodzącej w temperaturze 298 K, jeśli jej energia aktywacji zmniejszy się o 4 kJ/mol?
Rozwiązanie:
Oznaczmy spadek energii aktywacji o Ea oraz stałe szybkości reakcji przed i po zmniejszeniu energii aktywacji odpowiednio o k i k.” Korzystając z równania Arrheniusa otrzymujemy:

E a – energia aktywacji, k i k” – stałe szybkości reakcji, T – temperatura w K (298).
Podstawiając dane problemowe do ostatniego równania i wyrażając energię aktywacji w dżulach, obliczamy wzrost szybkości reakcji:

Odpowiedź: 5 razy.

Czynniki wpływające na reakcję

W organizmie człowieka w żywej komórce zachodzą tysiące reakcji enzymatycznych. Jednak w wieloetapowym łańcuchu procesów różnica między szybkościami poszczególnych reakcji jest dość duża. Zatem syntezę cząsteczek białka w komórce poprzedzają co najmniej dwa kolejne etapy: synteza transferowego RNA i synteza rybosomów. Ale czas, w którym podwaja się stężenie cząsteczek t-RNA, wynosi 1,7 minuty, cząsteczek białka - 17 minut, a rybosomów - 170 minut. Szybkość całego procesu etapu powolnego (ograniczającego), w naszym przykładzie - szybkość syntezy rybosomów. Obecność reakcji ograniczającej zapewnia wysoką niezawodność i elastyczność w kontrolowaniu tysięcy reakcji zachodzących w komórce. Wystarczy monitorować i regulować tylko te najwolniejsze. Ta metoda regulowania szybkości syntezy wieloetapowej nazywana jest zasadą minimum. Pozwala znacznie uprościć i zwiększyć niezawodność systemu autoregulacji w klatce.

Klasyfikacje reakcji stosowane w kinetyce: reakcje jednorodne, heterogeniczne i mikroheterogeniczne; reakcje są proste i złożone (równoległe, sekwencyjne, sprzężone, łańcuchowe). Molekularność elementarnego aktu reakcji. Równania kinetyczne. Kolejność reakcji. Pół życia

Reakcje mikroheterogeniczne –

Molekularność reakcji jest określona przez liczbę cząsteczek, które wchodzą w interakcję chemiczną w reakcji elementarnej. Na tej podstawie reakcje dzieli się na jednocząsteczkowe, dwucząsteczkowe i trójcząsteczkowe.

Wtedy reakcje typu A -> B będą monocząsteczkowe, np.:

a) C 16 H 34 (t°C) -> C g H 18 + C 8 H 16 - reakcja krakingu węglowodorów;

b) CaC0 3 (t°C) -> CaO + C0 2 - rozkład termiczny węglanu wapnia.
Reakcje typu A + B -> C lub 2A -> C - mają charakter dwumolekularny, np.:
a) C + 0 2 -> C0 2; b) 2H 2 0 2 -> 2H 2 0 + 0 2 itd.

Reakcje trójcząsteczkowe opisano ogólnymi równaniami, takimi jak:

a) A + B + C D; b) 2A + BD; c) 3A D.

Na przykład: a) 2H 2 + 0 2 2H 2 0; b) 2NO + H 2 N 2 0 + H 2 0.

Szybkość reakcji w zależności od molekularności zostanie wyrażona równaniami: a) V = do CA - dla reakcji jednocząsteczkowej; b) V = do C A C in lub c) V = do C 2 A - dla reakcji dwucząsteczkowej; d) V = k C C w C e) V = k C 2 A C in lub f) V = k C 3 A - dla reakcji trójcząsteczkowej.

Molekularność to liczba cząsteczek reagujących w jednym elementarnym akcie chemicznym.

Często trudno jest ustalić molekularność reakcji, dlatego stosuje się bardziej formalny znak - kolejność reakcji chemicznej.

Rząd reakcji jest równy sumie wykładników potęg koncentracji w równaniu wyrażającym zależność szybkości reakcji od stężenia reagentów (równanie kinetyczne).

Kolejność reakcji najczęściej nie pokrywa się z molekularnością, gdyż mechanizm reakcji, czyli „elementarny akt” reakcji (patrz definicja znaku molekularności), jest trudny do ustalenia.

Rozważmy kilka przykładów ilustrujących to stanowisko.

1. Szybkość rozpuszczania kryształów opisana jest równaniami kinetyki zerowego rzędu, pomimo jednocząsteczkowego charakteru reakcji: AgCl (TB) ->Ag + + CI", V = k C(AgCl (TB p= k"C( AgCl (ra)) - p - gęstość i jest wartością stałą, tj. szybkość rozpuszczania nie zależy od ilości (stężenia) substancji rozpuszczonej.

2. Reakcja hydrolizy sacharozy: CO + H 2 0 -> C 6 H 12 0 6 (glukoza) + C 6 H 12 0 6 (fruktoza) jest reakcją dwucząsteczkową, ale jej kinetykę opisuje kinetyka pierwszego rzędu równanie: V = k*C cax, ponieważ w warunkach doświadczalnych, także w organizmie, stężenie wody ma stałą wartość C(H 2 0) - const.

3.
Reakcja rozkładu nadtlenku wodoru, która zachodzi przy udziale katalizatorów, zarówno jonów nieorganicznych Fe 3+, metalicznej platyny Cu 2+, jak i enzymów biologicznych, na przykład katalazy, ma ogólną postać:

2H 2 0 2 -> 2H 2 0 + O, czyli jest dwucząsteczkowy.

Zależność szybkości reakcji od stężenia. Równania kinetyczne reakcji pierwszego, drugiego i zerowego rzędu. Eksperymentalne metody wyznaczania szybkości i stałej szybkości reakcji.

Zależność szybkości reakcji od temperatury. Reguła Van't Hoffa. Temperaturowy współczynnik szybkości reakcji i jego cechy dla procesów biochemicznych.

γ-temperaturowy współczynnik szybkości reakcji.

Fizyczne znaczenie wartości γ polega na tym, że pokazuje, ile razy zmienia się szybkość reakcji wraz ze zmianą temperatury na każde 10 stopni.

15. Pojęcie teorii zderzeń aktywnych. Profil energetyczny reakcji; energia aktywacji; Równanie Arrheniusa. Rola czynnika sterycznego. Pojęcie teorii stanu przejściowego.

Zależność pomiędzy stałą szybkości, energią aktywacji i temperaturą opisuje równanie Arrheniusa: k T = k 0 *Ae~ E / RT, gdzie k t i k 0 są stałymi szybkości w temperaturze T, a Te jest podstawą logarytm naturalny, A jest czynnikiem sterycznym.

Współczynnik steryczny A określa prawdopodobieństwo zderzenia dwóch reagujących cząstek w aktywnym centrum cząsteczki. Czynnik ten jest szczególnie ważny w przypadku reakcji biochemicznych z biopolimerami. W reakcjach kwasowo-zasadowych jon H+ musi reagować z końcową grupą karboksylową – COO. Jednak nie każde zderzenie jonu H+ z cząsteczką białka doprowadzi do tej reakcji. Tylko te zderzenia, które bezpośrednio zachodzą w niektórych punktach makrocząsteczek będą efektywne, zwane centrami aktywnymi.

Z równania Arrheniusa wynika, że ​​im niższa energia aktywacji E i im wyższa temperatura T procesu, tym wyższa stała szybkości.

Szybkość reakcji chemicznej wzrasta wraz ze wzrostem temperatury. Możesz oszacować wzrost szybkości reakcji wraz z temperaturą, korzystając z reguły Van't Hoffa. Zgodnie z zasadą zwiększenie temperatury o 10 stopni zwiększa stałą szybkości reakcji 2-4 razy:

Zasada ta nie ma zastosowania w wysokich temperaturach, gdy stała szybkości prawie nie zmienia się wraz z temperaturą.

Reguła Van't Hoffa pozwala szybko określić trwałość leku. Zwiększenie temperatury zwiększa szybkość rozkładu leku. Skraca to czas potrzebny na określenie okresu ważności leku.

Metoda polega na tym, że leki przechowuje się w podwyższonej temperaturze T przez pewien czas tT, określa się ilość rozłożonego leku m i przelicza na standardową temperaturę przechowywania wynoszącą 298 K. Uznając proces rozkładu leku za reakcję pierwszego rzędu, szybkość w wybranej temperaturze T i T = 298 K wyraża się:

Biorąc pod uwagę, że masa rozłożonego leku jest taka sama w standardowych i rzeczywistych warunkach przechowywania, szybkość rozkładu można wyrazić jako:

Biorąc T=298+10n, gdzie n = 1,2,3…,

Ostateczny wyraz trwałości leku uzyskuje się w standardowych warunkach 298 K:

Teoria zderzeń aktywnych. Energia aktywacji. Równanie Arrheniusa. Zależność szybkości reakcji od energii aktywacji.

Teorię zderzeń aktywnych sformułował S. Arrhenius w 1889 roku. Teoria ta opiera się na założeniu, że aby zaszła reakcja chemiczna, konieczne są zderzenia pomiędzy cząsteczkami substancji wyjściowych, a o liczbie zderzeń decyduje intensywność ruchu termicznego cząsteczek, tj. zależy od temperatury. Ale nie każde zderzenie cząsteczek prowadzi do przemiany chemicznej: prowadzi do niej tylko zderzenie aktywne.

Zderzenia aktywne to zderzenia zachodzące np. pomiędzy cząsteczkami A i B z dużą ilością energii. Minimalna ilość energii, jaką muszą posiadać cząsteczki substancji wyjściowych, aby ich zderzenie było aktywne, nazywana jest barierą energetyczną reakcji.

Energia aktywacji to nadwyżka energii, którą można przekazać lub przenieść jednemu molowi substancji.

Energia aktywacji znacząco wpływa na wartość stałej szybkości reakcji i jej zależność od temperatury: im większa Ea, tym stała szybkości mniejsza i tym bardziej wpływa na nią zmiana temperatury.

Stała szybkości reakcji jest powiązana z energią aktywacji złożoną zależnością opisaną równaniem Arrheniusa:

k=Ae–Ea/RT, gdzie A jest czynnikiem przedwykładniczym; Eа to energia aktywacji, R to uniwersalna stała gazowa równa 8,31 J/mol; T – temperatura bezwzględna;

e-baza logarytmów naturalnych.

Jednak zaobserwowane stałe szybkości reakcji są zwykle znacznie mniejsze niż te obliczone z równania Arrheniusa. Dlatego też równanie na stałą szybkości reakcji modyfikuje się w następujący sposób:

(minus przed wszystkimi ułamkami)

Mnożnik powoduje, że zależność stałej szybkości od temperatury różni się od równania Arrheniusa. Ponieważ energię aktywacji Arrheniusa oblicza się jako nachylenie logarytmicznej zależności szybkości reakcji od odwrotnej temperatury, to samo należy zrobić z równaniem , otrzymujemy:

Cechy reakcji heterogenicznych. Szybkość reakcji heterogenicznych i czynniki ją determinujące. Obszary kinetyczne i dyfuzyjne procesów heterogenicznych. Przykłady heterogenicznych reakcji interesujących farmację.

REAKCJE HETEROGENICZNE, chem. reakcje z udziałem substancji ulegających rozkładowi. fazach i wspólnie tworzą heterogeniczny system. Typowe reakcje heterogeniczne: termiczne. rozkład soli z utworzeniem produktów gazowych i stałych (np. CaCO3 -> CaO + CO2), redukcja tlenków metali wodorem lub węglem (np. PbO + C -> Pb + CO), rozpuszczanie metali w kwasach (na przykład Zn + + H2SO4 -> ZnSO4 + H2), interakcja. odczynniki stałe (A12O3 + NiO -> NiAl2O4). Do specjalnej klasy zaliczają się heterogeniczne reakcje katalityczne zachodzące na powierzchni katalizatora; Ponadto reagenty i produkty nie mogą znajdować się w różnych fazach. Kierunek, podczas reakcji N2 + + ZH2 -> 2NH3 zachodzącej na powierzchni katalizatora żelaznego, reagenty i produkt reakcji znajdują się w fazie gazowej i tworzą jednorodny układ.

Cechy reakcji heterogenicznych wynikają z udziału w nich faz skondensowanych. Utrudnia to mieszanie i transport odczynników i produktów; możliwa jest aktywacja cząsteczek reagenta na granicy faz. Kinetyka każdej reakcji heterogenicznej zależy od szybkości samej substancji chemicznej. przemiany, a także procesy przenoszenia (dyfuzja) niezbędne do uzupełnienia zużycia reagentów i usunięcia produktów reakcji ze strefy reakcji. W przypadku braku przeszkód dyfuzyjnych szybkość reakcji heterogenicznej jest proporcjonalna do wielkości strefy reakcji; jest to właściwa szybkość reakcji obliczona na jednostkę powierzchni (lub objętości) reakcji. strefy, nie zmienia się w czasie; w przypadku prostych (jednoetapowych) reakcji może tak być ustalana na podstawie działającego prawa masy. Prawo to nie jest spełnione, jeśli dyfuzja substancji przebiega wolniej niż dyfuzja chemiczna. dzielnica; w tym przypadku obserwowaną szybkość reakcji heterogenicznej opisano równaniami kinetyki dyfuzji.

Szybkość reakcji heterogenicznej to ilość substancji, która reaguje lub powstaje podczas reakcji w jednostce czasu na jednostkę powierzchni fazy.

Czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznej:

Charakter reagentów

Stężenie odczynnika,

Temperatura,

Obecność katalizatora.

Vheterogen = Δп(S Δt), gdzie Vheterog to szybkość reakcji w układzie heterogenicznym; n to liczba moli dowolnej substancji powstałej w wyniku reakcji; V jest objętością układu; t - czas; S jest polem powierzchni fazy, na której zachodzi reakcja; Δ - znak przyrostu (Δp = p2 - p1; Δt = t2 - t1).

Zadanie nr. 1. Interakcja z wolnym tlenem prowadzi do powstania silnie toksycznego dwutlenku azotu //, chociaż w warunkach fizjologicznych reakcja ta zachodzi powoli i przy niskich stężeniach nie odgrywa znaczącej roli w toksycznym uszkodzeniu komórek, jednak wraz z jej wpływem działanie patogeniczne gwałtownie wzrasta nadprodukcja. Określ, ile razy wzrasta szybkość oddziaływania tlenku azotu (II) z tlenem, gdy ciśnienie w mieszaninie gazów początkowych wzrasta dwukrotnie, jeśli szybkość reakcji opisane równaniem ?

Rozwiązanie.

1. Podwojenie ciśnienia jest równoznaczne z podwojeniem stężenia ( Z) I . Dlatego współczynniki interakcji odpowiadają i przyjmą, zgodnie z prawem działań masowych, wyrażenia: I

Odpowiedź. Szybkość reakcji wzrośnie 8 razy.

Zadanie nr. 2. Uważa się, że stężenie chloru (zielonkawego gazu o ostrym zapachu) w powietrzu powyżej 25 ppm jest niebezpieczne dla życia i zdrowia, jednak istnieją dowody na to, że jeśli pacjent wyzdrowiał po ostrym, ciężkim zatruciu tym gazem, wówczas nie obserwuje się żadnych efektów resztkowych. Określ, jak zmieni się szybkość reakcji zachodzącej w fazie gazowej, jeśli zwiększysz 3-krotnie: stężenie, stężenie, 3) ciśnienie //?

Rozwiązanie.

1. Jeśli oznaczymy stężenia i odpowiednio przez i , to wyrażenie na szybkość reakcji będzie miało postać: .

2. Po 3-krotnym zwiększeniu stężeń będą one równe dla i dla . Zatem wyrażenie na szybkość reakcji będzie miało postać: 1) 2)

3. Wzrost ciśnienia zwiększa więc stężenie reagentów gazowych o tę samą ilość

4. Wzrost szybkości reakcji w stosunku do początkowej określa odpowiednio stosunek: 1) , 2) , 3) .

Odpowiedź. Szybkość reakcji wzrośnie: 1), 2), 3) razy.

Problem nr 3. Jak zmienia się szybkość oddziaływania substancji wyjściowych, gdy zmienia się temperatura od do, jeśli współczynnik temperaturowy reakcji wynosi 2,5?

Rozwiązanie.

1. Współczynnik temperaturowy pokazuje, jak zmienia się szybkość reakcji przy każdej zmianie temperatury (reguła van't Hoffa): .

2. Jeżeli zmiana temperatury wynosi: , to biorąc pod uwagę fakt, że , otrzymujemy: . Stąd, .

3. Korzystając z tabeli antylogarytmów znajdujemy: .

Odpowiedź. Gdy temperatura się zmieni (tj. Wzrośnie), prędkość wzrośnie 67,7 razy.

Problem nr 4. Oblicz współczynnik temperaturowy szybkości reakcji, wiedząc, że szybkość wzrasta 128-krotnie wraz ze wzrostem temperatury.

Rozwiązanie.

1. Zależność szybkości reakcji chemicznej od temperatury wyraża empiryczna reguła van’t Hoffa:

.Rozwiązując równanie dla , znajdujemy: , . Zatem =2

Odpowiedź. =2.

Problem nr 5. Dla jednej z reakcji wyznaczono dwie stałe szybkości: przy 0,00670 i przy 0,06857. Wyznacz stałą szybkości tej samej reakcji w punkcie .

Rozwiązanie.

1. Na podstawie dwóch wartości stałych szybkości reakcji, korzystając z równania Arrheniusa, wyznaczamy energię aktywacji reakcji: . W tym przypadku: Stąd: J/mol.

2. Oblicz stałą szybkości reakcji w , korzystając ze stałej szybkości w i równania Arrheniusa w obliczeniach: . W tym przypadku: i biorąc pod uwagę fakt, że: , otrzymujemy: . Stąd,

Odpowiedź.

Obliczanie stałej równowagi chemicznej i wyznaczanie kierunku przesunięcia równowagi z wykorzystaniem zasady Le Chateliera .

Zadanie nr 6. Dwutlenek węgla // w odróżnieniu od tlenku węgla // nie narusza funkcji fizjologicznych i integralności anatomicznej organizmu żywego, a jego działanie duszące wynika jedynie z obecności w dużych stężeniach i zmniejszenia zawartości procentowej tlenu w wdychanym powietrzu. Czemu to jest równe stała równowagi reakcji / /: w temperaturze wyrażonej poprzez: a) ciśnienia cząstkowe substancji reagujących; b) ich stężenia molowe, wiedząc, że skład mieszaniny równowagowej wyraża się ułamkami objętościowymi: , i , a całkowite ciśnienie w układzie wynosi Pa?

Rozwiązanie.

1. Ciśnienie cząstkowe gazu jest równe ciśnieniu całkowitemu pomnożonemu przez udział objętościowy gazu w mieszaninie, zatem:

2. Podstawiając te wartości do wyrażenia na stałą równowagi, otrzymujemy:

3. Zależność między i ustala się na podstawie równania Mendelejewa-Clapeyrona dla gazów doskonałych i wyraża się równością: , gdzie jest różnicą między liczbą moli gazowych produktów reakcji i gazowych substancji wyjściowych. Dla tej reakcji: . Następnie: .

Odpowiedź. Rocznie. .

Zadanie nr 7. W jakim kierunku przesunie się równowaga w następujących reakcjach:

3. ;

a) ze wzrostem temperatury, b) ze spadkiem ciśnienia, c) ze wzrostem stężenia wodoru?

Rozwiązanie.

1. Równowaga chemiczna w układzie ustalana jest przy stałych parametrach zewnętrznych (itp.). Jeżeli te parametry ulegną zmianie, wówczas układ wyjdzie ze stanu równowagi i zacznie dominować reakcja bezpośrednia (w prawo) lub odwrotna (w lewo). Wpływ różnych czynników na zmianę równowagi znajduje odzwierciedlenie w zasadzie Le Chateliera.

2. Rozważmy wpływ na powyższe reakcje wszystkich 3 czynników wpływających na równowagę chemiczną.

a) Wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesuwa się w stronę reakcji endotermicznej, tj. reakcja zachodząca podczas absorpcji ciepła. Reakcje 1. i 3. są egzotermiczne //, dlatego wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesunie się w stronę reakcji odwrotnej, a w reakcji 2 // - w stronę reakcji naprzód.

b) Wraz ze spadkiem ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku wzrostu liczby moli gazów, tj. w stronę większego ciśnienia. W pierwszej i trzeciej reakcji lewa i prawa strona równania będą miały tę samą liczbę moli gazów (odpowiednio 2-2 i 1-1). Dlatego zmiana ciśnienia nie spowoduje zmiany równowagi w układzie. W drugiej reakcji po lewej stronie znajdują się 4 mole gazów, a po prawej 2 mole, zatem wraz ze spadkiem ciśnienia równowaga przesunie się w stronę reakcji odwrotnej.

V) Wraz ze wzrostem stężenia składników reakcji równowaga przesuwa się w kierunku ich zużycia. W pierwszej reakcji w produktach obecny jest wodór, a zwiększenie jego stężenia będzie sprzyjać reakcji odwrotnej, podczas której zostanie on zużyty. W reakcji 2 i 3 wodór jest jedną z substancji wyjściowych, dlatego wzrost jego stężenia przesuwa równowagę w kierunku reakcji, która zachodzi wraz ze zużyciem wodoru.

Odpowiedź.

a) Wraz ze wzrostem temperatury równowaga w reakcjach 1 i 3 przesunie się w lewo, a w reakcji 2 - w prawo.

b) Na reakcje 1 i 3 spadek ciśnienia nie będzie miał wpływu, natomiast w reakcji 2 równowaga zostanie przesunięta w lewo.

c) Wzrost temperatury w reakcjach 2 i 3 spowoduje przesunięcie równowagi w prawo, a w reakcji 1 - w lewo.

1.2. Zadania sytuacyjne nr 7 do 21 utrwalenia materiału (dokonywanego w zeszycie protokolarnym).

Zadanie nr 8. Jak zmieni się szybkość utleniania glukozy w organizmie, gdy temperatura spadnie od do, jeśli współczynnik temperaturowy szybkości reakcji wynosi 4?

Problem nr 9.Korzystając z przybliżonej reguły Van't Hoffa, oblicz o ile należy podnieść temperaturę, aby szybkość reakcji wzrosła 80-krotnie? Przyjmij współczynnik prędkości temperatury równy 3.

Zadanie nr 10. Aby praktycznie zatrzymać reakcję, stosuje się szybkie schładzanie mieszaniny reakcyjnej („zamrażanie reakcyjne”). Określ, ile razy zmieni się szybkość reakcji, gdy mieszanina reakcyjna zostanie schłodzona od 40 do , jeśli współczynnik temperaturowy reakcji wynosi 2,7.

Zadanie nr 11. Izotop stosowany w leczeniu niektórych nowotworów ma okres półtrwania wynoszący 8,1 dnia. Po jakim czasie zawartość jodu radioaktywnego w organizmie pacjenta zmniejszy się 5-krotnie?

Zadanie nr 12. Hydroliza jakiegoś syntetycznego hormonu (farmaceutycznego) jest reakcją pierwszego rzędu ze stałą szybkością 0,25 (). Jak zmieni się stężenie tego hormonu po 2 miesiącach?

Zadanie nr 13. Okres półtrwania radioaktywności wynosi 5600 lat. W żywym organizmie stała ilość jest utrzymywana w wyniku metabolizmu. W szczątkach mamuta zawartość była taka sama jak oryginał. Ustal, kiedy żył mamut?

Zadanie nr 14. Okres półtrwania środka owadobójczego (pestycydu stosowanego do zwalczania owadów) wynosi 6 miesięcy. Pewna jego ilość przedostała się do zbiornika, gdzie określono stężenie mol/l. Po jakim czasie stężenie środka owadobójczego spadnie do poziomu mol/l?

Zadanie nr 15. Tłuszcze i węglowodany utleniają się z zauważalną szybkością w temperaturze 450 - 500 °, a w organizmach żywych - w temperaturze 36 - 40 °. Jaki jest powód gwałtownego spadku temperatury wymaganej do utleniania?

Zadanie nr 16. Nadtlenek wodoru w roztworach wodnych rozkłada się na tlen i wodę. Reakcję przyspieszają zarówno katalizator nieorganiczny (jon), jak i katalizator bioorganiczny (enzym katalaza). Energia aktywacji reakcji bez katalizatora wynosi 75,4 kJ/mol. Jon redukuje ją do 42 kJ/mol, a enzym katalaza – do 2 kJ/mol. Oblicz stosunek szybkości reakcji bez katalizatora w obecności katalazy. Jaki wniosek można wyciągnąć na temat aktywności enzymu? Reakcja zachodzi w temperaturze 27°C.

Zadanie nr 17 Stała szybkości zaniku penicyliny dla walkie-talkie J/mol.

1.3. Pytania kontrolne

1. Wyjaśnij, co oznaczają pojęcia: szybkość reakcji, stała szybkości?

2. Jak wyraża się średnią i rzeczywistą szybkość reakcji chemicznych?

3. Dlaczego ma sens mówienie o szybkości reakcji chemicznych tylko w danym momencie?

4. Formułować definicję reakcji odwracalnej i nieodwracalnej.

5. Zdefiniować prawo działania mas. Czy w równościach wyrażających to prawo znajduje odzwierciedlenie zależność szybkości reakcji od charakteru reagentów?

6. Jak szybkość reakcji zależy od temperatury? Jak nazywa się energia aktywacji? Co to są aktywne cząsteczki?

7. Od jakich czynników zależy szybkość reakcji jednorodnych i heterogenicznych? Daj przykłady.

8. Jaka jest kolejność i molekularność reakcji chemicznych? W jakich przypadkach nie pasują?

9. Jakie substancje nazywane są katalizatorami? Jaki jest mechanizm przyspieszającego działania katalizatora?

10. Jaka jest koncepcja „zatrucia katalizatora”? Jakie substancje nazywane są inhibitorami?

11. Co nazywa się równowagą chemiczną? Dlaczego nazywa się to dynamicznym? Jakie stężenia reagentów nazywamy równowagą?

12. Co nazywa się stałą równowagi chemicznej? Czy zależy to od charakteru reagujących substancji, ich stężenia, temperatury, ciśnienia? Jakie są cechy matematycznego zapisu stałej równowagi w układach heterogenicznych?

13. Jaka jest farmakokinetyka leków?

14. Procesy zachodzące z lekiem w organizmie charakteryzują się ilościowo szeregiem parametrów farmakokinetycznych. Podaj główne.

Zadanie 336.
W temperaturze 150°C część reakcji kończy się w ciągu 16 minut. Biorąc współczynnik temperaturowy szybkości reakcji równy 2,5, oblicz po jakim czasie reakcja zakończy się, jeżeli będzie prowadzona: a) w temperaturze 20°C 0°C; b) w temperaturze 80°C.
Rozwiązanie:
Zgodnie z regułą van't Hoffa zależność prędkości od temperatury wyraża się równaniem:

v t i k t – stała szybkości i szybkości reakcji w temperaturze t°C; v (t + 10) i k (t + 10) to te same wartości w temperaturze (t + 10 0 C); - współczynnik temperaturowy szybkości reakcji, którego wartość dla większości reakcji mieści się w przedziale 2 – 4.

a) Biorąc pod uwagę, że szybkość reakcji chemicznej w danej temperaturze jest odwrotnie proporcjonalna do czasu jej trwania, dane podane w opisie problemu podstawiamy do wzoru ilościowo wyrażającego regułę Van’t Hoffa, otrzymujemy:

b) Ponieważ reakcja ta przebiega wraz ze spadkiem temperatury, to w danej temperaturze szybkość tej reakcji jest wprost proporcjonalna do czasu jej trwania, dane podane w opisie problemu podstawiamy do wzoru ilościowo wyrażającego van' t Reguła Hoffa, otrzymujemy:

Odpowiedź: a) w 200°C t2 = 9,8 s; b) w 80 0 C t3 = 162 godz. 1 min 16 s.

Zadanie 337.
Czy wartość stałej szybkości reakcji zmieni się: a) przy wymianie jednego katalizatora na inny; b) kiedy zmieniają się stężenia reagujących substancji?
Rozwiązanie:
Stała szybkości reakcji jest wartością zależną od rodzaju reagujących substancji, temperatury i obecności katalizatorów, a nie zależy od stężenia reagujących substancji. Może być równa szybkości reakcji w przypadku, gdy stężenia reagentów są równe jedności (1 mol/l).

a) Podczas wymiany jednego katalizatora na inny szybkość danej reakcji chemicznej ulegnie zmianie lub wzrośnie. Jeśli zastosuje się katalizator, szybkość reakcji chemicznej wzrośnie, a wartość stałej szybkości reakcji odpowiednio wzrośnie. Zmiana wartości stałej szybkości reakcji nastąpi także przy wymianie jednego katalizatora na inny, co spowoduje zwiększenie lub zmniejszenie szybkości tej reakcji w stosunku do katalizatora pierwotnego.

b) Gdy zmieni się stężenie reagentów, wartości szybkości reakcji ulegną zmianie, ale wartość stałej szybkości reakcji nie ulegnie zmianie.

Zadanie 338.
Czy efekt termiczny reakcji zależy od jej energii aktywacji? Uzasadnij odpowiedź.
Rozwiązanie:
Efekt cieplny reakcji zależy jedynie od stanów początkowych i końcowych układu i nie zależy od etapów pośrednich procesu. Energia aktywacji to nadwyżka energii, jaką muszą posiadać cząsteczki substancji, aby ich zderzenie doprowadziło do powstania nowej substancji. Energię aktywacji można zmieniać zwiększając lub zmniejszając temperaturę, odpowiednio ją obniżając lub zwiększając. Katalizatory obniżają energię aktywacji, a inhibitory ją obniżają.

Zatem zmiana energii aktywacji prowadzi do zmiany szybkości reakcji, ale nie do zmiany efektu cieplnego reakcji. Efekt cieplny reakcji jest wartością stałą i nie zależy od zmian energii aktywacji danej reakcji. Na przykład reakcja tworzenia amoniaku z azotu i wodoru ma postać:

Ta reakcja jest egzotermiczna, > 0). Reakcja przebiega ze spadkiem liczby moli reagujących cząstek i liczby moli substancji gazowych, co prowadzi układ ze stanu mniej stabilnego do bardziej stabilnego, maleje entropia,< 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:

Zadanie 339.
W przypadku której reakcji, bezpośredniej czy odwrotnej, energia aktywacji jest większa, jeśli w reakcji bezpośredniej wydziela się ciepło?
Rozwiązanie:
Różnica między energiami aktywacji reakcji do przodu i do tyłu jest równa efektowi termicznemu: H = E a(obr.) - E a(obr.) . Reakcja ta zachodzi wraz z wydzieleniem ciepła, tj. jest egzotermiczny,< 0 Исходя из этого, энергия активации прямой реакции имеет меньшее значение, чем энергия активации обратной реакции:
E a (przykład)< Е а(обр.) .

Odpowiedź: E a (przykład)< Е а(обр.) .

Zadanie 340.
Ile razy wzrośnie szybkość reakcji zachodzącej w temperaturze 298 K, jeśli jej energia aktywacji zmniejszy się o 4 kJ/mol?
Rozwiązanie:
Oznaczmy spadek energii aktywacji o Ea oraz stałe szybkości reakcji przed i po zmniejszeniu energii aktywacji odpowiednio o k i k.” Korzystając z równania Arrheniusa otrzymujemy:

E a – energia aktywacji, k i k” – stałe szybkości reakcji, T – temperatura w K (298).
Podstawiając dane problemowe do ostatniego równania i wyrażając energię aktywacji w dżulach, obliczamy wzrost szybkości reakcji:

Odpowiedź: 5 razy.